Slide da professora Renata

1. GEOMETRIA MOLECULAR/
TLV

2. Estrutura espacial das moléculas
Para compreender as
propriedades das
substâncias moleculares, é
necessário conhecer:
- A sua composição
elementar;
- As ligações entre os
átomos;
- Geometria de suas
moléculas.

3. Fonte:
http://https://br.freepik.com/vetores-premium/molecula-de-
vitamina-estrutura-quimica-molecular-e-modelos-de-moleculas-de-
cor-3d-vector-set_9172854.htm/
Geometria molecular – forma como os átomos
estão espacialmente dispostos na molécula.
Estrutura espacial das moléculas

4. ❖ O sistema nervoso reconhece cada
molécula pelo conjunto de
receptores específicos em que ela se
encaixa.
As sensações de olfato e visão dependem em parte da geometria
molecular.

5. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos da camada
de valência (RPENV)
- O que permite chegar à geometria
molecular é um conjunto de informações que
são obtidas por diferentes técnicas e
métodos. Ex: MEV, DRX.
- Ronald James Gillespie (1924-2021):
desenvolveu uma teoria relativamente
precisa para prever a geometria das
moléculas. Essa teoria descreve a
geometria molecular a partir da fórmula
estrutural da molécula.

6. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos da camada
de valência (RPENV)

7. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos da
camada de valência (RPENV/ VSEPR)
❖ Par ligante de elétrons: define uma região no espaço,
na qual é mais provável que os elétrons sejam
encontrados.
❖ Essas regiões são chamadas domínio do elétron.
❖ Par não-ligante de elétrons: define um domínio de
elétrons localizado em certo átomo.

8. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos da
camada de valência (RPENV/ VSEPR)
❖ Cada ligação múltipla em uma molécula também
constitui um domínio único de elétron.
❖ Em geral um domínio de elétron consiste em um par
não-ligante, uma ligação simples ou uma ligação múltipla.
A melhor disposição de determinado número de domínio
de elétrons é a que minimiza a repulsão entre eles.

11. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos da
camada de valência (RPENV/ VSEPR)
A forma espacial molecular descreve a distribuição dos
átomos, não a distribuição de domínios de elétrons.

12. Os domínios de elétrons para pares não-ligantes exercem forças repulsivas
maiores nos domínios de elétrons adjacentes – tendem a comprimir os ângulos
de ligação.
Os ângulos diminuem à medida que o número
de pares de elétrons não-ligantes aumenta.
Efeito dos elétrons não ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de
ligação

13. ❖ Determinação da geometria das moléculas com o modelo
RPENV:
1. Desenhar a estrutura de Lewis e contar o número de domínios ao
redor do átomo central.
2. Determinar o arranjo organizando o número total de domínios de
elétrons de forma que as repulsões entre eles são minimizadas.
3. Utilizar a distribuição dos átomos ligados para determinar a
geometria molecular.
Teoria de repulsão dos pares eletrônicos da
camada de valência (RPENV/ VSEPR)

14. Prevendo a geometria molecular
*Toda molécula diatômica é linear!

15. Prevendo a geometria molecular

18. Fórmula molecular Fórmula estrutural Geometria molecular
HCl
CH4
NH3

19. Fórmula molecular Fórmula estrutural Geometria molecular
COCl2
H2O
PCl5

20. Exercício de fixação
Desenhe as fórmulas estruturais das moléculas
abaixo e determine a geometria molecular:
a) H2S
b) CO2
c) HI
d) SiH4
e) COCl2
f) CCl4
g) BeH2
h) NH3

21. Estrutura espacial das moléculas
Muitas propriedades das
substâncias moleculares,
como temperatura de fusão,
temperatura de ebulição e
solubilidade, podem ser
interpretadas com base na
geometria das moléculas e na
polaridade das ligações entre
os átomos que as formam.

22. Polaridade da ligação covalente
Quando dois átomos compartilham elétrons em uma ligação
covalente, essa ligação pode ser apolar ou polar, conforme a
diferença de eletronegatividade entre os átomos.

23. Polaridade da ligação covalente

24. Polaridade da ligação covalente
Distribuições de densidade eletrônica calculadas:
As regiões do espaço que têm densidades eletrônicas relativamente
mais altas são mostradas em vermelho.

25. Polaridade das ligações e das moléculas
✓ As ligações polares apresentam
dipolos elétricos.
✓ Por convenção, um dipolo elétrico
é representado por um vetor que
aponta para a extremidade da
ligação que concentra mais
elétrons, o polo negativo.
✓ A intensidade de um dipolo
elétrico, que indica a intensidade
das cargas parciais, é chamada
de momento de dipolo ou
momento dipolar.

26. Polaridade das ligações e das moléculas
✓ O momento dipolar resultante de
uma molécula é dado pela soma
vetorial dos momentos de dipolo
de todas as suas ligações.
✓ Uma molécula é classificada como
apolar quando apresenta
momento dipolar resultante igual
a zero.
✓ Nas polares, o momento de
dipolo resultante é diferente de
zero.

27. Polaridade das ligações e das moléculas
✓ Todas as moléculas diatômicas
homonucleares (formadas por
átomos do mesmo elemento
químico) são apolares.
✓ As moléculas diatômicas
constituídas por átomos de
elementos diferentes são
classificadas como polares.
✓ Nesse caso específico, a
polaridade da ligação coincide
com a da molécula.

28. Polaridade das ligações e das moléculas
A existência ou não de polaridade na
molécula fica condicionada à sua,
geometria, que será responsável pelo
resultado do somatório de todos os
vetores das ligações polares dessa
molécula, originando um único vetor
momento dipolar resultante.

29. Polaridade das ligações e das moléculas
Todo vetor possui módulo, direção e
sentido:
✓ Módulo ou intensidade: é o valor
numérico relacionado a uma grandeza
física;
✓ Direção: é o que existe em comum a
uma série de retas paralelas;
✓ Sentido: é uma das duas orientações
possíveis que pode tomar a partir de
determinada direção.

30. Geometria molecular e polaridade das moléculas

31. Geometria molecular e polaridade das moléculas

32. Geometria molecular e polaridade das moléculas

34. Alguns aspectos das ligações químicas não
são explicados pelas estruturas de Lewis
nem pela teoria da RPENV.
✓ Como explicar as ligações usando os
orbitais atômicos?
✓ Como o carbono faz ligações simples e
ligações múltiplas em níveis de orbitais?
✓ 1º modelo quanto-mecânico a distribuir
os elétrons através de ligações.
Teoria da Ligação de Valência

35. ✓ Os orbitais atômicos de valência
compartilham uma região do espaço:
SUPERPÕEM-SE.
✓ A sobreposição ocorre à medida que
os núcleos se aproximam.
✓ A superposição de orbitais permite
que dois elétrons de spins contrários
compartilhem um espaço comum entre
os núcleos, formando uma ligação
covalente.
Teoria da Ligação de Valência

36. Teoria da Ligação de Valência
✓ À medida que os orbitais se superpõem, a densidade eletrônica é
concentrada entre os núcleos.
✓ Uma vez que os elétrons nas regiões de superposição são atraídos
por ambos os núcleos, eles mantêm os átomos unidos, formando
uma ligação covalente.

37. Teoria da Ligação de Valência
Como explicar a ligação do BeF2 ?
Uma vez que não tem elétrons desemparelhados, o átomo de Be em
seu estado fundamental é incapaz de formar ligações com o átomo
de flúor.
Apesar de a noção de superposição de orbitais nos permitir
entender a formação das ligações covalentes, nem sempre é fácil
estender essas ideias às moléculas poliatômicas.

38. Orbitais híbridos
✓ Os orbitais atômicos em um átomo misturam-se para formar
novos orbitais – Orbitais Híbridos.
✓ Estes tem formas diferentes dos orbitais atômicos.
✓ O processo de misturar e, por meio disso, variar os orbitais
atômicos à proporção que os átomos se aproximam um do outro
para formar ligações é chamado hibridização.
✓ O número de orbitais híbridos em um átomo é igual ao número
de orbitais atômicos misturados.

39. Teoria da Ligação de Valência
Após hibridização

40. Teoria da Ligação de Valência
Ligação covalente do BeF2
✓ Os dois orbitais híbridos têm seus lobos grandes apontando em
sentidos opostos, separados 180º.
✓ A energia liberada pela formação de ligações mais do que
compensa a energia que deve ser gasta para promover os
elétrons.

41. Teoria da Ligação de Valência
Ligação do BF3
Trifluoreto de Boro

42. Teoria da Ligação de Valência
Após
hibridização

43. Teoria da Ligação de Valência

44. Teoria da Ligação de Valência
Ligação do CH4
Biogás

45. Teoria da Ligação de Valência
Após hibridização

47. Teoria da Ligação de Valência

48. Distribuições geométricas dos conjuntos de orbitais híbridos

49. Orbitais híbridos – Ligações múltiplas
Ligação do C2H4

50. Orbitais híbridos – Ligações múltiplas
✓ Nas ligações covalentes estudadas, a densidade eletrônica está
concentrada simetricamente ao redor da linha que une os núcleos
(eixo internuclear).
✓ A linha que os une passa pelo meio da região de superposição.
Essas ligações são chamadas de ligações sigma ().
✓ Para descrever ligações múltiplas, devemos considerar um segundo
tipo de ligação que resulta da superposição entre dois orbitais p
posicionados perpendicularmente ao eixo internuclear.

51. Orbitais híbridos – Ligações múltiplas
✓ Essa superposição lateral de orbitais p produz uma ligação pi ().
✓ Uma ligação  é uma ligação covalente na qual as regiões de
superposição localizam-se perpendicularmente acima e abaixo do
eixo internuclear.

52. Orbitais híbridos – Ligações múltiplas

56. Orbitais híbridos
Ligação do C2H2

62. Observações importantes

63. Referências Bibliográficas
- LISBOA, J. C. F. L.; et al. Ser Protagonista Química; Editora SM,
volume 1, 3 ed, 2016.
- PERUZZO, F. M. CANTO, E. L. Química na abordagem do
cotidiano. 4. Moderna. 2010.
- SANTOS, W. L.P; MÓL, G.S. (coord.). Química e Sociedade. . Nova
Geração. 2005.
- FELTRE, R.. Química. 6. Moderna. 2004.
- REIS, M.Química. 1a Edição. Ática. 2014.
- BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.
Química – A ciência central, 9ª Edição, 2011.
*As imagens contidas neste material são meramente ilustrativas, retiradas aleatoriamente do google.