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CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS

DISCIPLINA: Química Geral

ASSUNTO:

Formas e Polaridade das Moléculas

Profa. Dra. Luciana M. Saran

I. INTRODUÇÃO

Qual a importância de conhecermos as formas das moléculas? As formas das moléculas determinam:

• seu cheiro, seu sabor e sua ação como medicamento;

• as propriedades dos materiais que nos rodeiam,

incluindo sua coloração e sua solubilidade.

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I. INTRODUÇÃO

A forma das moléculas e dos íons poliatômicos covalentes pode ser prevista pelo modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência, RPECV (sigla inglesa, VSEPR: valence-shell electron-pair repulsion model).

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II. O MODELO RPECV

Baseia-se na ideia de as repulsões entre os pares de elétrons ligantes e de elétrons não ligantes de um átomo controlarem os ângulos entre as ligações do átomo com os outros átomos que o circundam.

A disposição dos pares de elétrons é prevista na

base das repulsões entre os pares e a geometria da molécula ou do íon poliatômico, depende do no de pares isolados e de pares ligantes (ou pares de e- compartilhados).

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II. O MODELO RPECV

A repulsão entre os pares de elétrons diminuem na seguinte ordem:

PNC – PNC > PNC – PL > PL – PL

PNC: par de e- não compartilhado ou isolado

PL: par de e- ligado (ligante ou compartilhado)

As forças repulsivas são fortes em ângulos de 90º,

mais fracas em ângulos de 120º e extremamente fracas em ângulos de 180º.

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III. GEOMETRIAS PREVISTAS PELO MODELO RPECV

Átomos centrais exclusivamente com Pares Ligantes (moléculas dos tipos AX2 até AX6 apresentando apenas ligações simples):

• Geometria Linear: 2 pares ligantes;

• Geometria Plana Triangular: 3 pares;

• Geometria Tetraédrica: 4 pares ligantes;

• Geometria Bipiramidal Triangular: 5 pares ligantes;

• Geometria Octaédrica: 6 pares.

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(1) (2) (3) (4) (5)

(1): molécula do tipo AX2 geometria linear. Ex.: BeF2

(2): molécula do tipo AX3 geometria plana triangular. Ex.: BF3

(3): molécula do tipo AX4 geometria tetraédrica. Ex.: CH4

(4): molécula do tipo AX5 geometria bipiramidal triangular. Ex.: PCl5

(5): molécula do tipo AX6 geometria octaédrica. Ex.: SF6

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ÁTOMOS CENTRAIS COM PARES LIGANTES E PARES ISOLADOS

Quatro pares de elétrons em torno do átomo central geometria tetraédrica para os pares de elétrons.

Formas possíveis para a molécula:

• Tetraédrica

• Pirâmide Triangular

• Angular

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(1) (2) (3)

Molécula 1 tetraédrica, representa o CH4 (4 pares ligantes);

Molécula 2 pirâmide triangular, representa o NH3

(três pares ligantes e um isolado);

Molécula 3 angular, representa a H2O (2 pares

ligantes e 2 pares isolados. 9

Cinco pares de elétrons em torno do átomo central.

Formas possíveis para a molécula:

• Bipirâmide Triangular: nenhum par isolado. Ex.: PF5

• Gangorra: um par isolado. Ex.: SF4

• Em forma de T: dois pares isolados. Ex.: ClF3.

• Linear: três pares isolados. Ex.: XeF2

ÁTOMOS CENTRAIS COM PARES LIGANTES E PARES ISOLADOS

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PF5 SF4 ClF3 XeF2

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Seis pares de elétrons em torno do átomo central.

Formas possíveis para a molécula:

• Octaedro: nenhum par isolado. Ex.: SF6

• Pirâmide Quadrada: um par isolado. Ex.: BrF5

• Quadrado Plano: dois pares isolados. Ex.: XeF4

ÁTOMOS CENTRAIS COM PARES LIGANTES E PARES ISOLADOS

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SF6 BrF5 XeF4 13

Exemplo 1:

Qual a geometria ou arranjo espacial

dos átomos no SF4, PH3 e no ClF2+?

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Geometria do SF4

Gangorra

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Geometria do PH3

Pirâmide Triangular 16

Geometria do Íon ClF2+

Angular

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IV. LIGAÇÕES MÚLTIPLAS E GEOMETRIA MOLECULAR

Ligações duplas e triplas, embora sejam mais curtas e mais fortes, do que as ligações simples, não afetam as previsões sobre a forma geral da molécula.

Todos os pares de elétrons numa ligação múltipla

contribuem para a geometria molecular como se fossem uma única ligação.

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Exemplo 2:

Qual a geometria ou arranjo espacial

dos átomos no CO2, CO32-, NO2

-,

NO3- e no OXeF4?

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Geometria do CO2

Linear

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Geometria do NO2-

Angular

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Geometria do NO3-

Plana Triangular

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Geometria do OXeF4

Pirâmide Quadrada 23

Geometria do CO32-

Plana Triangular 24

Em resumo, os passos para a previsão da geometria de uma molécula ou íon poliatômico são:

1. Esquematizar a estrutura de Lewis.

2. Determinar o no estérico do átomo central, adicionando ao no de átomos ligados ao átomo central o números de pares solitários. 3. Orientar o par de elétrons e as ligações múltiplas nas posições apropriadas ao redor do átomo central a fim de minimizar as repulsões entre eles.

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A maneira de proceder está resumida no quadro abaixo:

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4. Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura obtida na etapa 3 (vértices sem átomos conterão pares solitários). •Caso exista mais de uma maneira possível, determinar o no de repulsões entre pares solitários para cada forma e escolher o arranjo que apresenta o menor no. Apenas repulsões com ângulos de 90º devem ser consideradas.

• Se neste ponto surge a possibilidade de mais de uma estrutura, deve-se escolher a que possui o menor no de repulsões entre par solitário e par compartilhado em ângulos de 90º.

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Estruturas possíveis para o SF4

a) Pirâmide Trigonal: par solitário em posição axial ( maior número de repulsões).

b) Gangorra: par solitário em posição equatorial

( menor número de repulsões). 28

Geometria do SF4

Gangorra

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Número

Estérico

Número de Pares Solitários

Geometria Molecular

Exemplos

2 0 linear BeF2 e CO2

3

3

0

1

triangular plana

angular

BF3 e SO3

SO2

4

4

4

0

1

2

tetraédrica

pirâmide triangular

angular

CH4

NH3

H2O

5

5

5

5

0

1

2

3

bipirâmide triangular

gangorra

T

linear

PF5

SF4

ClF3

XeF2

6

6

6

0

1

2

octaédrica

pirâmide quadrada

quadrado plano

SF6

ClF5

XeF4 30

V. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

Numa molécula polar, a densidade de elétrons se acumula numa extremidade da molécula, o que atribui a este lado ligeira carga negativa, δ-, enquanto o outro lado tem ligeira carga de mesmo valor, porém positiva δ+.

Exemplo:

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V. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

Moléculas de HCl submetidas a um campo elétrico, alinham-se de forma que a extremidade positiva de cada molécula é atraída pela placa negativa e a extremidade negativa pela placa positiva.

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V. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

O grau de alinhamento das moléculas com o campo depende do respectivo momento dipolar, µ.

Momento dipolar, µ: corresponde ao produto

do módulo das cargas parciais (δ+ e δ-) dividido pela distância que as separa.

Unidade SI do µ: coulomb-metro. Unidade usual: debye, D. (1 D = 3,34x10-30 C.m)

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Como prever se uma molécula será polar ou apolar?

Considerar se a molécula apresenta ligações polares e como são as posições destas ligações.

Consideremos moléculas do tipo CTn, com

ligações polares C – T .

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Moléculas do tipo CTn, serão APOLARES se: Todos os átomos (ou grupos) T estiverem

dispostos simetricamente em relação ao átomo central C;

Todos os átomos (ou grupos) terminais T forem

idênticos; Todos os átomos (ou grupos) terminais tiverem as

mesmas cargas parciais.

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Moléculas do tipo CTn, serão POLARES: Se um dos átomos terminais T for diferente dos

outros e tiver, por isso, uma carga parcial (δ) diferente;

OU Se os átomos (ou grupos) terminais T não

estiverem simetricamente dispostos;

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Exemplos de moléculas APOLARES: CO2, BF3, CCl4 e CH4.

Exemplos de moléculas POLARES: CHCl3,

NH3, H2O, NF3, CH2Cl2 e SF4.

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Molécula de CO2

Não há momento de dipolo

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Molécula de H2O

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Molécula de BF3

Não há momento de dipolo 40

Molécula de Cl2CO, fosfogênio (µ = 1,17D)

Cl Cl

C

O

Os átomos de O e Cl estão dispostos simetricamente em relação ao átomo central de C.

As eletronegatividades dos três átomos da molécula são muito diferentes: O > Cl > C

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Molécula de NH3

A molécula é polar, pois as ligações N – H não estão dispostas simetricamente.

Em geral, todas as moléculas com essa geometria são polares.

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Moléculas de CCl4 (apolar) e de CHCl3 (polar)

CCl4 CHCl3

Entre as moléculas tetraédricas somente as que forem simétricas, com os átomos T, no CT4, iguais, são APOLARES.

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