Geometria Molecular

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QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A geometria molecular é um ramo de estudo da química que ajuda a 
entender as propriedades das moléculas. O tamanho, força e polaridade de 
suas ligações são diretamente ligadas a geometria da molécula. 
Alguns dos exemplos mais drásticos a respeito da arquitetura 
molecular são vistos nas reações bioquímicas. Por exemplo, o fármaco Lipitor 
que inibe a ação da enzima essencial chamada HMG-CoA redutase, uma 
enzima muito importante na síntese do colesterol. Como podemos ver, os 
estudos da geometria molecular é muito importante no desenvolvimento de 
fármacos e no entendimento dos processos bioquímicos. 
 
Bons estudos! 
 
AULA 5:GEOMETRIA 
MOLECULAR 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesta aula, você vai conferir os contextos conceituais da psicologia entenderá 
como ela alcançou o seu estatuto de cientificidade. Além disso, terá a oportunidade 
de conhecer as três grandes doutrinas da psicologia, behaviorismo, psicanálise e 
Gestalt, e as áreas de atuação do psicólogo. 
▪ Compreender o conceito de psicologia 
▪ Identificar as diferentes áreas de atuação da psicologia 
▪ Conhecer as áreas de atuação do psicólogo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesta aula, você vai conferir as bases do estudo da geometria 
molecular e a estrutura da matéria. Ao final desses estudos, você será capaz 
de: 
▪ Compreender os ângulos de ligação. 
▪ Identificar as geometrias moleculares. 
▪ Conhecer as formulas estruturais. 
 
 
5 GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIAS DAS LIGAÇÕES 
5.1 Geometrias moleculares 
Usamos a estrutura de Lewis para explicar as fórmlas dos compostos 
covalente. Entretanto, as estruturas de Lewis não indicam a forma das moléculas, 
apenas mostra o número e tipo de ligações químicas presentes. Por exemplo: 
podemos escrever a estrutura de Lewis para a molécula de CF4: 
 
A estrutura é elaborada com todos os atomos no mesmo plano. No entanto, o 
arranjo tridimensional mais adequado é a tetraedro, com os átomos de fluor no vertice 
desta figura geometrica. Como mostrado na Figura 1 abaixo. 
Figura 1 – Estrutura tetraédrica do tetrafluormetano 
 
Fonte: Próprio autor 
A forma de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação, ângulos 
formados pelas linbhas que se unem ao núcleo dos átomos da molécula. Os ângulos 
 
 
de ligação de uma molécula e o comprimento das ligações definem a forma e o 
tamanho da molécula. Na Figura 1, você verá que há seis ângulos de ligação 𝐹 − 𝐶 −
𝐹 no 𝐶𝐹4 e todos têm o mesmo valor. O ângulo da ligação é de 109,5°, característico 
de um tetraedro. Além disso, todas as ligações 𝐶 − 𝐹 apresentam comprimento igual 
a 141 pm (ATKINS; JONES, 2006). 
Começamos nossa discussão a respeito de formas moleculas com moléculas 
(e íons) que, assim como o 𝐶𝐹4, tem um único átomo cental ligado a dois ou mais 
átomos iguais. Tais moleculas têm a fórmula geral 𝐴𝐵𝑛, na qual o átomo central A está 
ligado a n átomos de B. Por exemplo, tendo 𝐶𝑂2 , como 𝐻2𝑂 são moléculas 𝐴𝐵2 , 
enquanto 𝑆𝑂3 e 𝑁𝐻3 são moléculas 𝐴𝐵3 etc (BROWN, et al., 2016). 
O número de possiveis formas para moléculas 𝐴𝐵𝑛 depende do valor de 𝑛. As 
moléculas mais comumente encontradas para 𝐴𝐵2 e 𝐴𝐵3. Uma molécula de 𝐴𝐵2 pode 
ter duas possiveis geometrias linear, Figura 2a (ângulo de ligação de 180°) ou angular 
(com ângulo diferente de 180°). Para moléculas com formula 𝐴𝐵3, as duas formar mais 
comuns, colocam o átomo de 𝐵 no canto de um triangulo equilátero (todos os lados 
iguais), Figura 2b Se o átomo 𝐴 estiver no mesmo plano, chamamos a estrutura de 
trigonal planar, Figura 2c. Agora, se o átomo 𝐴 estiver acima do plano dos átomos de 
𝐵 forma é chamada de piramidal, Figura 2d. 
 
Figura 2 – Geometrias moleculares 
 
(a) geometria linear, 𝐴𝐵2; (b) geometria angular, 𝐴𝐵2; (c) geometria trigonal, 𝐴𝐵3; (d) 
geometria piramidal, 𝐴𝐵3. Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
 
Podemos dar como exemplo de estruturas lineares as moléculas de 𝐶𝑂2 , 
𝐻𝐶𝑙 , 𝐻2 e 𝑁2 . Para as estruturas angulares temos, 𝐻2𝑂 , 𝐻2𝑆 , 𝑆𝑂2 e 𝑆𝐹2 . Já as 
estruturas trigonais planares são observadas nas moleculas de 𝐵𝐻3 , 𝑆𝑂3 e 𝑁𝑂3
− 
(ATKINS; JONES, 2006). 
Algumas moléculas, como a molécula de 𝐶𝑙𝐹3, podem ter forma de T, uma 
forma imcomum. As ligações 𝐹 − 𝐶𝑙 − 𝐹 estão no mesmo plano com um ângulo de 
90°, conforme Figura 3. 
 
 
Figura 3 – Geometria da molécula de ClF3 
 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
 
 
Grande maioria das moléculas dos tipo 𝐴𝐵𝑛 podem ser classificadas em 
apenas cinco formas geometricas básicas, mostradas na figura X. Todas são arranjos 
altamente simetricos dos n átomos de B em volta do átomo central A. Já vimos as 
primeiro três formas: linear, trigonal planar e tetraédrica. 
A forma bipiramidal trigonal para 𝐴𝐵5 pode ser imaginado como uma trigonal 
plana com fois átomos adicionais, um acima e um abaixo do plano triangular. A forma 
octaétrica para formulas 𝐴𝐵6 tem todos os seis átomos de B a uma distância igual do 
átomo central A. com ângulo de 90° 𝐵 − 𝐴 − 𝐵 (ATKINS; JONES, 2006). 
 
 
 
 
 
 
Figura 4 – Geometrias, linear, trigonal e tetraédrica, respectivamente. 
 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
Figura 5 – Geometrias bipirâmide trigonal e octaédrica. 
 
Fonte: Elaborada pelo autor. 
5.2 Modelo VSEPR 
O modelo de repulsão de pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) 
tenta explicar o motivo pelo qual algumas moléculas tendem a se arranjar de uma 
determinada maneira. Em geral, cada par de elétrons não ligante, ligação simples ou 
ligação múltipla produz um único domínio eletrônico ao redor do átomo central de uma 
molécula. Entende-se como domínio eletrônico, uma região no espaço que está 
diretamente sobre influência do par de elétrons, não sendo localizado como se fossem 
balões. 
 
 
 O melhor arranjo para um determinado número de domínios eletrônicos é 
aquele que minimiza as repulsões entre eles. De fato, observamos que pares de 
elétrons não ligantes, tendem a repelir os elétrons da pertencentes à ligação, observe 
a molécula de amônia, ela possui um par de elétrons não ligantes (BROWN, et al., 
2016). 
 
Este par de elétrons não ligantes “empurra” as ligações 𝑁 − 𝐻 formando o 
ângulo típico para esta molécula (piramidal), isso proporciona uma maior estabilidade 
na molécula, uma vez que as cargas negativas (ligação simples e par de elétrons) 
estão separadas pela maior distância permitida. Vejamos a molécula da água: 
 
 
 
Nela vemos duas ligações simples e dois pares de eletrons não ligantes. Pode-
se concluir portanto, que os pares de eletrons se organizam desta modo para diminuir 
a repulsão existente nesta molécula, uma vez que existe dois pares de eletrons não 
ligantes na molécula. 
De modo geral, Brown, et al. (2016) generaliza o modelo VSEPR da seguinte 
forma: 
Desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon e conte o número de 
domínios eletrônicos existentes ao redor do átomo central. Cada par de 
elétrons não ligantes, cada ligação simples, cada ligação dupla e cada ligação 
tripla contam como um domínio eletrônico. Determine a geometria do domínio 
eletrônico, organizando os domínios eletrônicos em torno do átomo central 
para que as repulsões entre eles sejam minimizadas. Use a distribuição dos 
átomos ligados ao átomo central para determinar a geometria molecular 
(BROWN, et al., 2016, 326). 
Seguindo as orientações acima podemos tomar como exemplo a molécula de 
fosfina, 𝐻3𝑃. 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Brown, et al. (2016) 
Para facilitar a etapa 2, descrita acima, usamos a Tabela 1 para determinar a 
configuração inicial dos domínios eletrônicos e a geometria deste dominio. 
 
Tabela 1- Distribuição dos domínios eletrônicos e suas respectivas geometrias. 
Número de 
domínios 
eletrônicos 
Configuração dos 
domunioseletrônicos 
Geometria dos 
domínios 
eletrônicos 
Ângulos de 
ligação previsto 
2 
 
Linear 180° 
3 
 
Trigonal planar 120° 
 
 
4 
 
Tetraédrica 109,5° 
5 
 
Bipiramidal 
trigonal 
120°/90° 
6 
 
Octaédrica 90° 
Fonte: Adaptado de Brown, et. al. (2016) 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS 
ATKINS, P.; JONES, L. (2006). Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente (3 ed.). Porto Alegre: Bookman. 
 
BROWN, T., LEMAY, H. J., BURSTEN, B., MURPHY, C., WOODWARD, P.; 
STOLTZFUS, M. (2016). Química: a ciência central. Porto Alegre: Pearson.