- A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) permite prever a geometria das moléculas com base na repulsão entre pares eletrônicos. A forma geométrica resultante, combinada com a polaridade das ligações, determina o comportamento global da molécula. Esse conjunto de fatores é essencial para compreender propriedades físicas e químicas das substâncias.
Considere as moléculas
e
.
a) Represente a estrutura de Lewis de cada molécula. b) Determine a geometria molecular de cada uma.
c) Classifique as ligações presentes quanto à polaridade.
d) Explique por que uma dessas moléculas é polar e a outra é apolar.
e) Relacione a polaridade com possíveis interações intermoleculares presentes em cada substância.
a) Represente a estrutura de Lewis de cada molécula. b) Determine a geometria molecular de cada uma.
c) Classifique as ligações presentes quanto à polaridade.
d) Explique por que uma dessas moléculas é polar e a outra é apolar.
e) Relacione a polaridade com possíveis interações intermoleculares presentes em cada substância.
Passo 1
O que o enunciado pede e quais informações temos:
- Pedidos:
(a) representar a estrutura de Lewis de cada molécula;
(b) determinar a geometria molecular de cada uma;
(c) classificar as ligações quanto à polaridade;
(d) explicar por que uma molécula é polar e a outra apolar;
(e) relacionar a polaridade com as interações intermoleculares possíveis. - Moléculas dadas:
e . - Informações úteis que usarei: números de elétrons de valência (para montar Lewis), regras do octeto, fórmula da carga formal, valores de eletronegatividade aproximados (Pauling)
, , , e a ideia do modelo VSEPR (contagem de domínios eletrônicos ao redor do átomo central: pares ligantes + pares não ligantes) para prever geometria.
Passo 2
Como montar uma estrutura de Lewis (aula rápida e prática):
- Passo a passo geral:
- Contar elétrons de valência totais somando os de cada átomo.
- Escolher o átomo central (geralmente o menos eletronegativo, exceto H).
- Ligar os átomos ao central com ligações simples (cada ligação = 2 elétrons).
- Distribuir os elétrons restantes como pares isolados primeiro nos átomos terminais para completar octetos; depois colocar no átomo central.
- Se o átomo central não tiver octeto, formar ligações múltiplas (dupla/tripla) movendo pares isolados para formar ligações.
- Calcular cargas formais para escolher a melhor estrutura (fórmula da carga formal:
elétrons de valência do átomo isolado elétrons não ligantes elétrons ligantes). A melhor estrutura tende a ter cargas formais próximas de zero e cargas negativas nos átomos mais eletronegativos.
Vou aplicar isso a cada molécula.
Passo 3
Estrutura de Lewis de
:
- Contagem de elétrons de valência:
tem , cada tem . Total elétrons de valência. - Átomo central:
(menos eletronegativo que O). Fazer ligações simples inicialmente: consome elétrons (duas ligações). Restam elétrons. - Distribuir nos oxigênios para completar octeto: cada
precisa de 6 elétrons não ligados para ter octeto quando ligado por ligação simples, então colocar três pares em cada O usa elétrons → sobra 0. Mas agora tem só 4 elétrons ao redor (duas ligações simples) — não tem octeto. - Para dar octeto ao carbono, transformar pares isolados dos oxigênios em ligações múltiplas. O arranjo que dá FC mínima é formar duplas ligações em ambos os lados:
. - Cálculo de cargas formais para confirmar:
- Para cada
com dupla ligação: . - Para
: .
Todas as cargas formais são zero — estrutura estável.
- Para cada
- Resultado visual (Lewis):
, cada possui dois pares não ligantes (quatro elétrons não ligantes) além da dupla ligação.
Passo 4
Estrutura de Lewis de
:
- Contagem de elétrons de valência:
tem , cada tem . Total elétrons. - Átomo central:
. Ligar os dois H ao O com ligações simples consome elétrons. Restam elétrons. - Colocar os 4 elétrons restantes em O como dois pares isolados (dois pares não ligantes). Agora O tem 2 pares ligantes (com H) + 2 pares não ligantes = 8 elétrons ao redor — octeto satisfeito.
- Cálculo de cargas formais:
-
. -
.
Tudo neutro.
-
- Resultado visual (Lewis):
com dois pares não ligantes no oxigênio.
Passo 5
Geometria molecular via VSEPR (aula prática sobre domínios eletrônicos):
- Regra curta: contar domínios eletrônicos (cada ligação simples, dupla ou tripla conta como um domínio; cada par isolado conta como um domínio). A geometria dos domínios dá a forma eletrônica; remover pares isolados e olhar só para posições dos átomos dá a geometria molecular.
- Aplicando a
: átomo central tem duas ligações duplas → dois domínios eletrônicos. Dois domínios se organizam em linha para minimizar repulsão → geometria eletrônica e molecular: linear, ângulo de ligação . Notação VSEPR: . - Aplicando a
: átomo central tem dois pares ligantes (com H) e dois pares não ligantes → quatro domínios eletrônicos. Quatro domínios no total formam uma geometria eletrônica tetraédrica; retirando os pares não ligantes (que não aparecem como átomos) a geometria molecular dos átomos é angular (bent). Notação VSEPR: . Ângulo de ligação aproximado (menor que do tetraedro por compressão causada pelos pares isolados que ocupam mais espaço).
Passo 6
Classificação da polaridade das ligações (como decidir se uma ligação é polar):
- Regra prática: a polaridade da ligação depende da diferença de eletronegatividade
. Valores aproximados de referência: não polar, polar covalente, tende para iônica (esses limites são aproximados). - Para
: . Interpretação: ligação polar covalente (o elétron compartilhado é puxado mais para o , gerando um dipolo em e em ). - Para
: . Interpretação: ligação polar covalente (mais polar que C–O, e suficientemente polar para permitir interações específicas como ligação de hidrogênio quando H está ligado a O, N ou F).
Passo 7
Por que uma molécula é polar e a outra é apolar (dipolos vetoriais e simetria):
- Conceito: cada ligação polar tem um vetor dipolo apontando do átomo menos eletronegativo ao mais eletronegativo. A molécula tem dipolo resultante igual à soma vetorial desses vetores. Se a soma for zero, a molécula é apolar; se não for zero, a molécula é polar.
- Em
: há duas ligações polarizadas em direção aos oxigênios. Por causa da geometria linear simétrica, esses dois vetores dipolo têm a mesma magnitude e direções opostas e portanto se cancelam exatamente → dipolo resultante zero → molécula apolar (não polar). - Em
: as duas ligações são polares e a geometria é angular ( ), então os vetores dipolo não são opostos e NÃO se cancelam. O resultado é um dipolo molecular apontando do conjunto de hidrogênios em direção ao oxigênio (o oxigênio é a extremidade parcialmente negativa) → molécula polar.
Passo 8
Relação entre polaridade e interações intermoleculares (consequências físicas e exemplos):
- Moléculas apolares (como
): não têm dipolo permanente, então as forças intermoleculares predominantes são forças de London (forças de dispersão, ou seja, dipolo induzido–dipolo induzido). Essas forças são relativamente fracas; por isso é gás à temperatura ambiente e sublima facilmente (ponto de sublimação no ar). - Moléculas polares (como
): têm dipolo permanente, então apresentam interações dipolo–dipolo. Além disso, quando o hidrogênio está ligado a O (ou N, F), forma-se ligação de hidrogênio, que é uma interação específica e relativamente forte (força intermolecular forte). Em água isso gera propriedades marcantes: alto ponto de ebulição ( ), grande calor específico, tensão superficial alta, boa solvência para solutos polares/íons. Há também forças de London presentes, mas a ligação de hidrogênio domina muitas propriedades físicas da água. - Resumo qualitativo: maior polaridade geralmente → interações intermoleculares mais fortes (dipolo–dipolo e H‑ligação), maior ponto de ebulição/fusão e maior solubilidade em solventes polares; menor polaridade → forças de London dominam, pontos de ebulição mais baixos.
Resposta
a)
(cada
com dois pares não ligantes);
(oxigênio com dois pares não ligantes).
b) linear, ângulo
.
angular (bent), ângulo
.
c) polar covalente (
).
polar covalente (
).
d) é apolar (dipolos C→O simétricos cancelam);
é polar (dipolos O←H não se cancelam devido à geometria angular).
e) interações intermoleculares principais = forças de dispersão de London (fracas).
interações principais = ligações de hidrogênio fortes + dipolo–dipolo + forças de London.
b)
c)
d)
e)