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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SANTA CATARINA
CAMPUS LAGES
4. Geometria Molecular
Prof. Marcel Piovezan
marcel.piovezan@ifsc.edu.br
Curso Superior de Tecnologia em Processos Químicos
Química Geral e Experimental I Fase 1
GEOMETRIA MOLECULAR
DEPENDE:
Disposição espacial dos núcleos dos
átomos.
 Repulsão dos pares eletrônicos das
ligações ou pares livres dos átomos.
Obs. Toda molécula formada por dois
átomos é sempre linear.
Nuvens Eletrônicas
Quando se tratar de moléculas com três ou
mais átomos, considera-se uma nuvem
eletrônica para os casos:
 Ligação covalente simples
 Ligação covalente dupla
 Ligação covalente tripla
 Par de elétrons não ligante
1 - Moléculas diatômicas = são sempre lineares
Ex= H2, Cℓ2, HCl, HBr......
GEOMETRIA
2- Moléculas poliatômicas
A geometria é determinada pelo número de
pares de elétrons em torno do átomo central.
Dois pares ligantes – Linear (1800)
Ex= CO2, CS2....
Três pares
Todos ligantes – Trigonal plana (1200)
Ex = SO3, BF3.
:Ö = C = Ö:
- Dois ligantes e um não ligante – Angular plana (~1050)
Ex = SO2
Quatro pares
-Todos ligantes – Tetraédrica (109028’)
Ex = CH4
- Três ligantes e um não ligante – Piramidal (~1070)
Ex = NH3
- Quatro ligantes e dois não ligante – Quadrado Planar
Ex = [Cu(NH3) 4]2+
Cinco pares ligantes – Bipirâmide trigonal
Ex = PCℓ5
Quatro Ligações E Um Par Eletrônico Livre - Gangora
Ex = SF4
Seis pares ligantes – Bipiramide Tetraédrica
“Base Quadrada” ou Octaédrica
Ex = (excessão à regra do octeto) SF6
Três pares ligantes e Dois Não Ligantes – Forma T
Ex = CℓF3
-Sete ligantes e Zero não ligante
Bipirâmide Pentagonal
Ex = FB7
-Cinco ligantes e Um não ligante
Pirâmide Quadrada
Ex = FCℓ5
GEOMETRIA
MOLECULAR
Exercícios de fixação:
Mostre as ligações (estrutura de Lewis) e Determine a
forma geométrica das espécies químicas abaixo:
• SCℓ2
• BF3
• HI
• O3
• PH3
• CO2
• P4
• SiH4
NH3
NH4
+
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da ligação – pólos.
 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas,
cada íon define um pólo da ligação.
+
_
Polaridade das Ligações
 Ligações covalentes: é função da diferença de
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades
iguais, a nuvem não se deforma.
- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade
diferentes, a nuvem se deforma.
Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2 
HCl 
H H
H Cl
+ -
1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre
átomos iguais. Dessa forma, os átomos
possuem mesma eletronegatividade e atraem,
consequentemente, o par eletrônico
compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
H H
O par eletrônico é equidistante
aos dois núcleos
2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos
diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior
eletronegatividade atrai o par eletrônico
compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro
pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da
ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
H Cl
+  -
A ligação forma
um dipolo elétrico
Obs. Quanto maior a diferença de
eletronegatividade entre os átomos maior a
polarização.
F  O  N = Cl  Br  I = S = C  P = H  metais
A cada ligação covalente polar corresponde
um dipolo elétrico. Serão tantos dipolos,
quantas forem as ligações polares.
As ligações polares e os dipolos formados serão
tanto maiores, quanto maior for a diferença de
eletronegatividade entre os átomos ligantes.
Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I
H2O > H2S
Representação do dipolo = vetor momento dipolar


POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da molécula, sua força depende da polaridade
das ligações e da geometria molecular.
 Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade
da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex: H  Cl

 Momento dipolar resultante (r): vetor que
define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
Polaridade das Moléculas
 Molécula apolar: momento dipolar (r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
 
O = C = O  O  C  O  r = Zero
 Molécula polar: momento dipolar (r)  zero.
Ex: molécula da água – H2O.
O
H H
 O  r  Zero (polar)
H H
Exercícios de fixação:
1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são,
respectivamente:
a) covalente apolar, covalente polar e iônica.
b) iônica, covalente apolar e covalente apolar.
c) covalente polar, iônica e covalente apolar.
d) covalente apolar, iônica e covalente polar.
e) iônica, covalente polar, covalente apolar.
2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de
moléculas polares é:
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é:
a) H2O(água) d) CS2 (dissulfeto de carbono)
b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina)
c) HCCl3 (clorofórmio)
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
 DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias
no estado sólido ou líquido.
 Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as
moléculas polares.
2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos
átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido:
ocorrem entre as moléculas apolares.
4) Ligação Dipolo – Dipolo Induzido: ocorrem entre as
moléculas polares e moléculas apolares.
Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a
intensidade das forças de ligação, maiores os PF e
PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < ligação de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o
tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da
substância.
Exercícios de fixação:
1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e
H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de
hidrogênio?
a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
2. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4
4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que
há no ferro e no sal que explicam tal comportamento?
5. Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que o
hidrogênio passa a ser hélio? Por quê?
6. O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al3+?
Por quê?
7. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu
cloreto será:
8. Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D
pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E
e D e a natureza da ligação entre eles.
9. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor
formam o composto iônico de fórmula:
10. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de
fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto
mais provável formado pelo elementos é:
11. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4,
H3PO4 e SO2, respectivamente?
12. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl)
possui:
13. Dadas as moléculas:
HCl
H2O
NH3
BF3
CH4
Quais são polares:
• 14. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as
moléculas de: NH3? CH4?
15. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos
HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em
relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato?
16. A congelação da água na superfície dos lagos em países frios
ocorre pela:
a) ruptura de ligações intermoleculares.
b) Ruptura de ligações intramoleculares.
c) Formação de ligações intermoleculares.
d) Formação de ligações intramoleculares.
e) Formação de ligação inter e intramoleculares.
17.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão
unidas por ligações:

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  • 2. GEOMETRIA MOLECULAR DEPENDE: Disposição espacial dos núcleos dos átomos.  Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos. Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.
  • 3. Nuvens Eletrônicas Quando se tratar de moléculas com três ou mais átomos, considera-se uma nuvem eletrônica para os casos:  Ligação covalente simples  Ligação covalente dupla  Ligação covalente tripla  Par de elétrons não ligante
  • 4. 1 - Moléculas diatômicas = são sempre lineares Ex= H2, Cℓ2, HCl, HBr...... GEOMETRIA 2- Moléculas poliatômicas A geometria é determinada pelo número de pares de elétrons em torno do átomo central.
  • 5. Dois pares ligantes – Linear (1800) Ex= CO2, CS2.... Três pares Todos ligantes – Trigonal plana (1200) Ex = SO3, BF3. :Ö = C = Ö:
  • 6. - Dois ligantes e um não ligante – Angular plana (~1050) Ex = SO2 Quatro pares -Todos ligantes – Tetraédrica (109028’) Ex = CH4
  • 7. - Três ligantes e um não ligante – Piramidal (~1070) Ex = NH3 - Quatro ligantes e dois não ligante – Quadrado Planar Ex = [Cu(NH3) 4]2+
  • 8. Cinco pares ligantes – Bipirâmide trigonal Ex = PCℓ5 Quatro Ligações E Um Par Eletrônico Livre - Gangora Ex = SF4
  • 9. Seis pares ligantes – Bipiramide Tetraédrica “Base Quadrada” ou Octaédrica Ex = (excessão à regra do octeto) SF6 Três pares ligantes e Dois Não Ligantes – Forma T Ex = CℓF3
  • 10. -Sete ligantes e Zero não ligante Bipirâmide Pentagonal Ex = FB7 -Cinco ligantes e Um não ligante Pirâmide Quadrada Ex = FCℓ5
  • 12. Exercícios de fixação: Mostre as ligações (estrutura de Lewis) e Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo: • SCℓ2 • BF3 • HI • O3 • PH3 • CO2 • P4 • SiH4 NH3 NH4 +
  • 13. POLARIDADE DAS LIGAÇÕES  Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da ligação – pólos.  Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação. + _
  • 14. Polaridade das Ligações  Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Classificação: - Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma. - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma.
  • 15. Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar: Ligação covalente polar: H2  HCl  H H H Cl + -
  • 16. 1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, consequentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex.: H2, O2, N2 H H O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos
  • 17. 2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). H Cl +  - A ligação forma um dipolo elétrico
  • 18. Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização. F  O  N = Cl  Br  I = S = C  P = H  metais A cada ligação covalente polar corresponde um dipolo elétrico. Serão tantos dipolos, quantas forem as ligações polares.
  • 19. As ligações polares e os dipolos formados serão tanto maiores, quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes. Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I H2O > H2S Representação do dipolo = vetor momento dipolar  
  • 20. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS  Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular.  Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo. Ex: H  Cl   Momento dipolar resultante (r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
  • 21. Polaridade das Moléculas  Molécula apolar: momento dipolar (r) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO2.   O = C = O  O  C  O  r = Zero  Molécula polar: momento dipolar (r)  zero. Ex: molécula da água – H2O. O H H  O  r  Zero (polar) H H
  • 22. Exercícios de fixação: 1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar. 2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é: a) H2O(água) d) CS2 (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3 (clorofórmio)
  • 23. LIGAÇÕES INTERMOLECULARES  DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido.  Tipos de ligações intermoleculares: 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares. 2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N. 3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares. 4) Ligação Dipolo – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas polares e moléculas apolares.
  • 24. Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE  Dois fatores influem nos PF e PE: 1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância. Ordem crescente da intensidade de interação: Dipolo induzido < dipolo – dipolo < ligação de H 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.
  • 25. Exercícios de fixação: 1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O 2. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é: a) CCl4 b) SiCl4 c) GeCl4 d) SnCl4 e) PbCl4
  • 26. 4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que há no ferro e no sal que explicam tal comportamento? 5. Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que o hidrogênio passa a ser hélio? Por quê? 6. O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al3+? Por quê? 7. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu cloreto será: 8. Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E e D e a natureza da ligação entre eles. 9. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor formam o composto iônico de fórmula: 10. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelo elementos é:
  • 27. 11. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2, respectivamente? 12. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl) possui: 13. Dadas as moléculas: HCl H2O NH3 BF3 CH4 Quais são polares: • 14. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de: NH3? CH4?
  • 28. 15. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato? 16. A congelação da água na superfície dos lagos em países frios ocorre pela: a) ruptura de ligações intermoleculares. b) Ruptura de ligações intramoleculares. c) Formação de ligações intermoleculares. d) Formação de ligações intramoleculares. e) Formação de ligação inter e intramoleculares. 17.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações: