RPEC E TLV

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Estrutura da Matéria
RPECV e Teoria de ligação de
valência (TLV) 
Modelo de Repulsão de Pares de Elétrons na Camada de Valência (RPECV)
Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) 
2
1ª Regra: Regiões de maior densidade eletrônica tomam posições as mais 
afastadas quanto possível e a forma da molécula é nomeada identificando-se 
posições dos átomos na estrutura resultante
Arranjo e/ou ângulos de pares de elétrons em torno de um centro atômico depende do número de: 
❖ Elétron(s) ligantes
❖ Elétron(s) isolados (não-ligantes)
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Alta concentração de elétrons
(Domínios de elétrons)
3
RPECV
Domínios de 
elétrons
Elétron(s) ligantes
+
Elétron(s) isolados (não-ligantes)
Arranjo
Geometria
Elétron(s) ligantes
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RPECV
❑Nomenclatura das formas de moléculas (Geometria) e seus 
ângulos de ligação
Peter, Atkins,. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Grupo A, 2018. [Minha Biblioteca].
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5
5
5
Repulsão entre os pares de e- : Analogia: Balões 
Repulsão entre os pares de elétrons
Forte a 90°, mais fraca a 120° e muito fraca a 180°
❑ O volume dos balões representam uma força repulsiva que impede que outro balão 
ocupe o mesmo espaço.
As bolas adquirem naturalmente estas formas, que minimizam as interações entre elas.
❑Moléculas que não tem pares de elétrons isolados e nem ligações múltiplas são fixados 
pela simetria. 
AXn
A: átomo central
X: átomo ligado
n: número de grupos X ligados
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Trifluoreto de boro, BF3
Forma da molécula
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❑Sem elétrons isolados no átomo central
*Arranjo e geometria são iguais
Arranjo: Trigonal planar Geometria: Trigonal planar 
RPECV
Fórmula RPECV
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A: átomo central
X: átomo ligado
n: número de grupos X ligados
E: pares de elétrons isolados
AXnE
❑ Forma (geometria molecular) será diferente do arranjo de pares elétrons 
Íon sulfito, SO3
2-
Arranjo: Tetraédrico 
Pirâmide trigonal
Geometria: Pirâmide trigonal 
❑Com elétrons isolados no átomo central
*Arranjo e geometria são diferentes
RPECV
Fórmula RPECV
Aplicação do modelo RPECV
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❑ Identificar o átomo central
❑ Escrever a estrutura de Lewis da molécula ou íon
❑ Identificar e contar os domínios de elétrons (Elétron(s) 
ligantes + Elétron(s) isolados (não-ligantes)
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AXn
(n = 2)
ClCl Be
Contagem dos e- de valência:
Be: 2
2Cl: 2(7) = 14
Total: 16 e- de valência
Arranjo de elétrons: Linear Geometria molecular: Linear 
RPECV
Fórmula RPECV
AX2
❑Sem elétrons isolados no átomo central
10
AXn
(n = 3)
Arranjo de elétrons: Trigonal 
planar
Geometria molecular: Trigonal planar 
AX3
RPECV
11
AXn (n = 4)
Metano: CH4 
Arranjo de elétrons: Tetraédrico Geometria molecular: Tetraédrico 
RPECV
AX4
12
AXn (n = 5)
Arranjo de elétrons: 
Bipirâmide Trigonal
Geometria molecular: Bipirâmide 
Trigonal 
Pentacloreto de fósforo: PCl5 
RPECV
AX5
13
AXn (n = 6)
Arranjo de elétrons: Octaédrico Geometria molecular: Octaédrico 
Hexafluoreto de enxofre: SF6 
RPECV
AX6
2ª regra: não se distingue ligação múltipla de ligação simples
Dióxido de carbono: CO2 ,átomo central: C 
Contagem dos e- de valência:
C: 4
2O: 2(6) = 12
Total: 16 e- de valência
Arranjo de elétrons:
Geometria molecular 
4 pares de e- ligantes
0 de par isolado
CO O
➢ Ligação múltipla: é tratada como uma só região de alta concentração de elétrons (domínio de elétrons)
➢ Os dois pares de elétrons permanecem juntos e repelem outros pares (ligados ou isolados) como se 
fossem um só.
➢Isto vale tanto para duplas como para triplas ligações.
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RPECV
Linear 
Ligações múltiplas
➢ Ligações múltiplas de dois ou mais pares de elétrons que estão muito próximos ocupam maior volume 
(mais espaço) do que um par de elétrons de ligação simples;
ligação-múltipla ligação-múltipla > ligação múltipla-
ligação simples> ligação simples-ligação simples
Aumento dos ângulos
Volume ocupado
Ligação tripla > dupla > simples 
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RPECV
3ª regra: na existência de mais de um átomo central, as ligações de cada 
átomo são tratadas independentemente.
Cada carbono possui três regiões de 
concentração de elétrons: duas ligações simples 
e uma dupla. Não existem pares isolados.
O arranjo de elétrons em cada 
carbono será trigonal planar
Ex.: Etileno (eteno). Existem dois centros a se considerar, no caso, os dois átomos de carbono. A 
estrutura de Lewis seria a seguinte:
Eteno, C2H4
Eteno, C2H4
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RPECV
❑ O modelo RPECV não discrimina ligação simples de múltipla (são equivalentes) ou intermediárias
❑ Estrutura de ressonância do íon nitrato, 3 domínios de elétrons
Ex.: íon nitrato. É possível escrever várias estruturas de Lewis diferentes para o nitrato:
N
O O
O -
N
O O
O -
N
O O
O -
Em todas essas três estruturas, haverá regiões de concentração de elétrons ao redor do átomo central N, e 
seria esperado que cada uma fosse trigonal planar, com as três ligações N-O equivalentes. 
Estrutura de ressonância 
superfície de potential eletrostático
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RPECV
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EXERCÍCIO 
Exercício 1. Determinar o arranjo e a geometria da molécula do 
pentafluoreto de arsênio (AsF5)
33As 9F
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma molécula são regiões de alta densidade eletrônica, 
devendo ser considerados na identificação da geometria molecular.
Previsão da geometria molecular → usaremos a fórmula RPECV a seguir para moléculas com pares de 
elétrons isolados no átomo central: 
AXnEm
A = átomo central
X = átomo ligado
E = par isolado 
Isto ajudará na identificação das diferentes combinações de átomos e pares isolados ligados ao átomo central. 
Com isso: BF3 → AX3 SO3
2- → AX3E
Pirâmide trigonal
Fato importante: as moléculas que possuem a 
mesma fórmula RPECV possuem essencialmente o 
mesmo arranjo de elétrons, e portanto a mesma 
geometria. 
Experimentalmente, os ângulos O-S-O são 106°
,
 menores que 109,5° (arranjo tetraédrico). 
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RPECV
❑Com elétrons isolados no átomo central
Fórmula RPECV
E quando tiver um elétron desemparelhado ?
É também uma região de alta densidade de elétrons, e deve ser tratado com um par 
isolado. 
Veja o caso do NO2, que possui um elétron desemparelhado:
Angular
Dióxido de nitrogênio, NO2
Arranjo de elétrons
(incluindo o elétron 
desemparelhado)
Geometria molecular 
AX2E
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RPECV
Fórmula RPECV
➢ Um par de elétrons isolados ocupa mais espaço em torno do átomo central que um par de elétrons 
ligante:
❖ o par de elétrons isolado é atraído por apenas um núcleo
❖ o par ligante é compartilhado por dois núcleos
➢ Os ângulos de ligação de moléculas com pares isolados são sistematicamente menores do que o esperado 
Exemplo: NH3
Par isolado
Pares de ligação
átomo
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RPECV
No modelo RPECV, os pares isolados devem ser tratados como exercendo MAIOR repulsão do que os pares de ligação. 
Força relativa de Repulsão entreos pares de e-
Arranjo de elétrons
Metano, CH4
4 pares ligantes
Amônia, NH3
3 pares ligantes
Água, H2O
2 pares ligantes
❑ presença de pares de elétrons isolados 
provoca pequenas distorções nos 
ângulos de ligação da molécula
Geometria molecular 
Ângulo (109,5º)
4ª Regra: a repulsão é exercida na 
ordem:
22
RPECV
Considere o IF4
+ tipo AX4E → arranjo de elétrons
Duas possibilidades de localizar o par isolado:
Axial:
 repele fortemente 3 
pares ligados
Equatorial:
 repele fortemente 2 
pares ligados
Mais estável (b)
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Geometria: 
Gangorra 
RPECV
Arranjo
Fórmula RPECV
Exemplo: IF4
+
Geometria molecular:
quadrado planar
Arranjo
ao contrário da bipirâmide 
triangular, o octaedro não tem 
nenhuma posição axial e equatorial 
distinta (todas posições são 
equivalentes), mas os dois pares 
isolados estão mais distantes 
quando se encontram em lados 
opostos do átomo central
XeF4 AX4E2
Todos os ângulos são 90º 
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RPECV
Fórmula RPECV
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Outro exemplo: 
Considere o ClF3 tipo AX3E2 → arranjo de elétrons
Várias possibilidades de localização dos pares isolados:
(a) (b) (c)
RPECV
Fórmula RPECV
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Cl
F
F
F
Geometria molecular “forma de T”
(a)
RPECV
A magnitude das repulsões entre os pares de elétrons ligantes depende da diferença de 
eletronegatividade entre o átomo central e os demais átomos:
NH3 ângulo entre H – N (0,8): 107,3o
NF3 ângulo entre F – N (1,0) : 102,0o
Pirâmide 
Trigonal
Influência da eletronegatividade
Geometria molecular
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RPECV
Arranjo tetraédrico
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EXERCÍCIO 
Exercício 1. Determinar o arranjo, geometria e formula RPECV da 
molécula do pentafluoreto de arsênio (BrF5)
35Br 9F
Moléculas polares e apolares: diatômicas
Porém, uma diatômica homonuclear (O2, N2, Cl2, 
etc...), devido à ligação ser apolar, será então, apolar.
Ligação covalente polar: elétrons não igualmente compartilhados, momento dipolar diferente de zero.
+H―Cl-  = 1,1 D 
Analogamente,
uma molécula polar → possui momento dipolar não-nulo
Uma molécula diatômica será polar se sua ligação for polar. Exemplo: HCl
Núcleo atômico
Centro de carga negativa
Toda molécula diatômica heteronuclear terá sempre algum momento de dipolo, sendo portanto moléculas polares.
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No caso de moléculas poliatômicas distinguir entre molécula polar e ligação polar. 
Exemplo: BF3
depende da geometria e 
da simetria molecular
Como os vetores de momento de dipolo de ligação estão orientados entre si.
B
F
F
F
Ligação B-F: polar Molécula: apolar Por que?
momento de dipolo da ligação = vetor (direção, sentido, magnitude)
momento de dipolo resultante da molécula = resultante da soma vetorial dos momentos de dipolo das ligações
0=res
Moléculas polares e apolares: Poliatômicas 30
Outro exemplo: CO2, trans-dicloro-eteno e tetracloreto de carbono (CCl4)
As duas ligações C=O são polares. Como fazem entre si um ângulo de 180º, os momentos de dipolo das 
ligações se cancelam mutuamente.
Resultado: o CO2 é apolar, mesmo tendo duas ligações polares. 
-- +
0=res
Observe o diagrama de potencial 
eletrostático
Dióxido de carbono, CO2
Dióxido de carbono, CO2
Moléculas polares e apolares: Poliatômicas
tetracloreto de carbono (CCl4)
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E no caso da água (H2O) e cis-dicloro-eteno? 
Temos duas ligações O-H polares. Como fazem entre si um ângulo de 104,5º, os momentos de 
dipolo das ligações agora NÃO mais se cancelam mutuamente.
Observe o diagrama de potencial eletrostático. 
0res
Resultado: a molécula de água é polar.
Moléculas polares e apolares: Poliatômicas
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EXERCÍCIO 
Exercício 2. Considerando a molécula do exercício anterior, BrF5, esta 
molécula é polar ou apolar ?
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Teoria de ligação de
valência (TLV) 
Ligações Sigma () 
é simetricamente cilíndrica (é igual em 
todas as direções ao longo do eixo) e não 
tem planos nodais contendo eixo 
internuclear.
Ligações Pi (π) 
Perpendicular ao eixo de internuclear



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H2
Sobreposição do px - px e py - py são similares, são 
perpendiculares ao eixo internuclear.
Exemplo de 
sobreposição
(orbitais 
perpendicular
es ao eixo de 
ligação) 
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Aplicação da TLV – O caso do BeCl2
Como será a ligação? Como explicar esta ligação?
4Be
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Aplicação da TLV – O caso do BF3
Trigonal planar
Como explicar esta ligação?
5B
9F
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Aplicação da TLV – O caso do CH4
Tetraédrica
Como explicar esta ligação?
6C
1H
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*Tipo de hibridização irá depender da geometria 
Hibridização
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BeCl2
BF3
CH4
Hibridização
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Ligações  no C2H4
Orbitais p não hibridizados
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	Slide 29: Moléculas polares e apolares: diatômicas
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