1. Química - aulas 21 a 28 – geometria molecular, polaridade
e interações moleculares
Vimos nas aulas 19 e 20 as ligações químicas, que são interações entre átomos. Nestas aulas, veremos as
possíveis disposições no espaço dos átomos de uma molécula e as interações moleculares, que são como as
ligações químicas, mas que dependem um pouco de condições de natureza elétrica para acontecerem entre as
moléculas.
I) A TEORIA DE REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA (em inglês, VSEPR):
A VSEPR nos diz que, em uma molécula, acontece a repulsão entre as nuvens eletrônicas. Nuvem eletrônica é
qualquer ligação ou par de elétrons livre (que pode ser usado numa dativa, mas que não está sendo).
Artisticamente:
II) GEOMETRIA MOLECULAR:
A geometria molecular é definida pela VSEPR. A repulsão entre as nuvens cria diferentes arranjos entre os
átomos. Vejamos:
* Em verde o ângulo entre as nuvens eletrônicas.
• Geometria Linear:
Exemplo 01: CO2
As nuvens formam entre si 180º.
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2. • Geometria Trigonal Plana:
Exemplo 02: BF3
As nuvens formam entre si 120º.
• Geometria Tetraédrica:
Exemplo 03: CH4
As nuvens formam entre si, aproximadamente, 109° 30’ (Lembrando que a marcação ‘ indica uma subdivisão do
grau, o minuto – 1° = 60’).
• Geometria Piramidal:
Exemplo 04: NH3
As nuvens formam entre si, aproximadamente, 107°. Perceba que a única diferença da Geometria piramidal
para a tetraédrica é a existência de um par de elétrons “livres”, ou seja, que não estão em ligação alguma.
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3. • Geometria Angular:
Exemplo 05: H2O
As nuvens formam entre si, aproximadamente, 104° 30’. Perceba que a diferença entre a geometria linear e a
angular é a existência dos pares de elétrons “livres”.
• Geometrias especiais:
• Bipirâmide Trigonal:
Exemplo 06: PCl5
As nuvens centrais (entre os 3 Cl do meio) são de 120° e entre as nuvens da extremidade e as centrais
(entre os 2 Cl da extremidade e os 3 Cl do meio) é exatamente igual a 90°.
• Octaédrica:
Exemplo 07: PF6
As nuvens formam entre si, exatamente, 90°.
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4. III) GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES MÚLTIPLAS:
Exemplo 08: H2CO
Geometria trigonal plana
Exemplo 09: HCN
Geometria Linear
IV) O VETOR MOMENTO DIPOLAR ( ):
Sabemos das últimas duas aulas que, em uma ligação, independentemente do tipo, há alguma diferença de
energia. Por exemplo, em uma ligação iônica, um participante é eletronegativo e outro eletropositivo. Em uma
covalente, porém, um é mais eletronegativo e outro menos. Existem números para medir a diferença, mas,
no nosso caso, existe um vetor chamado Momento Dipolar que ilustra a diferença de energia entre dois
átomos de uma ligação.
O momento dipolar ilustra “pra que lado” o elétron está sendo puxado numa ligação. Lembra que nas aulas
passadas eu pedi pra você não esquecer uma coisa? Quanto mais eletronegativo é o elemento, mais ele
puxa os elétrons da ligação e, portanto, mais negativo ele fica, enquanto os outros átomos da ligação
que estão “perdendo” este elétron ficam positivos. Só para pensarmos nisso, em uma ligação iônica o
que acontece? Um átomo eletropositivo (que é muito, mas muito, mas muito pouco eletronegativo) libera
seus elétrons excedentes para um átomo mais eletronegativo. Ou seja, o eletronegativo não sofre resistência
ao puxar o elétron para ele. Então o momento dipolar é muito grande, pois é grande, também, a diferença de
eletronegatividade entre o que puxa e o que possui o objeto do “puxão”.
Para entendermos isso nas ligações covalentes, precisamos saber uma escala de eletronegatividade, que
está abaixo:
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5. + F O N Cl Br I S C P H –
Onde o F se configura como o mais eletronegativo e o H como o menos eletronegativo (a frase para decorar
isso fica a critério de vocês rs)
O momento dipolar é importantíssimo para entendermos outro assunto, que veremos agora.
V) POLARIDADE:
A polaridade se define como a diferença entre a eletronegatividade entre os átomos de uma ligação e a
consequente formação de polos positivos (+) e polos negativos (–). Existem dois tipos de compostos,
classificados pela polaridade:
• Polar: ≠ 0
• Apolar: = 0
VI) RELAÇÃO ENTRE POLARIDADE E GEOMETRIA MOLECULAR:
O vetor momento dipolar segue o “puxão” que as nuvens eletrônicas levam de átomos mais eletronegativos.
Mas, para saber a direção desses “puxões” precisamos, antes, saber a disposição espacial dos átomos da
molécula, porque, veja o exemplo da molécula de H2O:
Exemplo 10: A primeira vez que estudamos a molécula da água, vemos ela como uma molécula reta, afinal,
são 3 átomos, 1 Oxigênio e 2 Hidrogênios, com os H se repelindo, ficando assim:
Como o O é mais eletronegativo, ele puxa os elétrons para mais perto dele, criando um Momento Dipolar
em sua direção:
(As setas brancas indicam o )
Como sabemos das Aulas de Física, a resultante de dois vetores que estão em uma mesma direção, porém
em sentidos opostos, é a soma deles (Como eles tem a mesma intensidade – pois os dois momentos
dipolares se formam entre os mesmos pares de átomos, H e O) – temos, graficamente:
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6. Como pode-se ver, os vetores se cancelam, pois possuem mesma intensidade. Como =0, a molécula da
água é apolar! Não é beem assim... devemos lembrar que os pares de elétrons “livres” presentes na
molécula da água mudam a sua geometria. Veja, então, as mudanças no momento dipolar decorrentes do
estudo deste à luz da geometria correta:
Exemplo 11: As eletronegatividades continuam as mesmas. O O puxa os elétrons do H para mais próximo
de si (Como os pares livres já fazem parte do O, eles não contam para a representação do Momento Dipolar)
(As setas brancas representam o momento dipolar)
Graficamente e, usando a regra do paralelogramo para cálculo de soma de vetores, temos:
Perceba que, para a molécula da água, há uma resultante vetorial (em azul) não nula. Sendo o ≠0, a
molécula da água é polar. Percebeu como a geometria molecular é o diferencial para se observar
corretamente a polaridade de uma molécula?
Exemplo 12: NH3 (N mais eletronegativo que H)
≠0: Molécula Polar
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7. Exemplo 13: CH4
=0: Molécula Apolar.
Lembrando, apenas, que quanto mais perto os elétrons estiverem, mais negativa é a região ao redor do
átomo e, quanto mais longe os elétrons estiverem, mais positiva é a região ao redor do átomo.
OBS: Devo deixar claro que, por mais que eu queira ajudar ao máximo, os exemplos tem que ser restritos
mesmo, não há a possibilidade de se dar a polaridade de todas as moléculas existentes na química. Preciso
contar com seus estudos e com sua resolução de questões para que os resumos possam surtir efeito! Eles
tem a intenção apenas de nortear seus estudos, o resto é com você!
VII) FORÇAS INTERMOLECULARES:
As Forças Intermoleculares são como as ligações iônicas ou covalentes, mas não entre átomos e sim entre
moléculas. São interações motivadas pelo caráter elétrico que pode ou não existir nas moléculas. Mas
alguma característica elétrica presente nas moléculas é motivada por uma diferença de eletronegatividade,
que resulta no surgimento de um momento dipolar, que confere a molécula algo que chamados Polaridade.
Ou seja, as interações dependem da polaridade de uma molécula, para ser mais correto, a força da interação
depende da polaridade, pois, como veremos, até moléculas apolares realizam interações. Mas, para isso,
veremos um complemento à polaridade:
Exemplo 14: A molécula do CH4 é apolar, certo? Agora eu te proponho uma questão: A carga resultante no
átomo é nula ou é não-polarizada? A resposta é não polarizada, existe, sim, uma carga. Lembra que quanto
mais afastados os elétrons, mais positiva é a região ao redor do átomo e blablabla? Veja:
Como os elétrons vão para o C, os H ficam positivos:
(A região branca é mais positiva, a cinza é mais negativa)
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8. Agora veja este outro exemplo:
Exemplo 15: A molécula do NH3 é polar, mas o que isto significa? Veja a distribuição das cargas na
molécula:
(A região vermelha é mais negativa, a região azul é mais positiva)
Qual a diferença entre os exemplos 14 e 15? No exemplo 14, a região negativa está cercada pela região
positiva, não formando polos. No 15, a região negativa está isolada da região positiva, como numa pilha,
gerando polos: Em azul o polo positivo, em vermelho o polo negativo. Usaremos isto já já!
• Força de atração dipolo permanente (Dipolo – Dipolo):
É a interação realizada entre duas moléculas polares. Veja:
Exemplo 15: HCl, (Cl mais eletronegativo que H)
(Em verde, o polo negativo, em branco, o polo positivo. O ||||||||| indica a interação.)
Perceba, sempre o polo negativo interagindo com o polo positivo.
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9. • Ligação de Hidrogênio:
Anteriormente chamada de Ponte de Hidrogênio, a ligação de Hidrogênio se estabelece entre
substâncias polares, também. COMO ASSIM?! Calma! Uma das duas substâncias polares deve possuir
o H ligado aos três mais eletronegativos: F, O ou N. Veja o exemplo:
Exemplo 16: Interação entre H2O e NH3
(Em vermelho e azul, os polos negativos, em branco, os positivos)
Perceba que a Ligação de Hidrogênio não passa de um dipolo permanente mais forte.
• Dipolo Induzido / Forças de Dispersão de London / Forças de Van Der Waals:
É a interação entre moléculas apolares. Veja:
Exemplo 17: CH4
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10. Vamos precisar disso!
Força das Ligações de H > Força do Dipolo Permanente > Força do Dipolo Induzido
revisão geral – forças intermoleculares,
geometria molecular e polaridade
A geometria é definida pela repulsão entre as nuvens eletrônicas.
A polaridade é definida pela existência ou não de um Vetor Momento Dipolar Resultante ( R).
As interações moleculares são forças entre moléculas.
O Dipolo permanente acontece entre moléculas polares.
A Ligação de Hidrogênio acontece entre moléculas polares que tem H ligado a F, O ou N.
O Dipolo Induzido acontece entre moléculas apolares.
Força da Ligação de H > Força do Dipolo Permanente > Força do Dipolo Induzido.
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