Usando a teoria VSEPR, preveja a geometria molecular e o(s) ângulo(s) de ligação aproximado(s) da molécula de amônia (NH3). Justifique sua resposta considerando o número total de domínios de elétrons (pares ligantes e pares não ligantes) ao redor do átomo central de nitrogênio e como o par não ligante afeta a forma final.

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Prever a geometria molecular da molécula de amônia ( \mathrm{NH_3}).
  • Prever o(s) ângulo(s) de ligação aproximado(s).
  • Justificar usando o número total de domínios eletrônicos (pares ligantes e pares não ligantes) ao redor do átomo central de nitrogênio e explicar como o par não ligante altera a forma.
Informações dadas (explícitas ou implícitas no enunciado):
  • Molécula: \mathrm{NH_3}.
  • Átomo central: nitrogênio ( \mathrm{N}).
  • Átomos ligados ao nitrogênio: três hidrogênios ( \mathrm{H}).
  • É necessário considerar pares ligantes (pares compartilhados nas ligações N–H) e pares não ligantes (pares isolados no nitrogênio).

Passo 2

Contagem de elétrons e domínios eletrônicos ao redor do nitrogênio — construindo a estrutura de Lewis (passo a passo, sem pular):
  • Primeiro, quantos elétrons de valência tem o nitrogênio? O nitrogênio tem \,5\ elétrons de valência, então escrevemos \,5\ como ponto de partida.
  • Cada hidrogênio fornece \,1\ elétron para formar ligação covalente (cada N–H usa dois elétrons no par ligante).
  • Na molécula \mathrm{NH_3} há três ligações N–H, isto é três pares ligantes ligados ao N.
  • Depois de formar as três ligações, sobram elétrons no N para completar a contagem: \,5 - 3 = 2\ elétrons não usados em ligações, que formam um par não ligante (um lone pair) no nitrogênio.
  • Conclusão da contagem: ao redor do átomo central N há \,3\ pares ligantes + \,1\ par não ligante = \,4\ domínios eletrônicos totais.

Passo 3

Apresentando a ideia central que usamos para prever a geometria (a teoria que explica a escolha da forma):
  • Conceito básico: domínios eletrônicos (cada par ligante e cada par não ligante) se repelem mutuamente e tendem a se posicionar o mais afastados possível ao redor do átomo central para minimizar repulsão.
  • Quando temos \,4\ domínios eletrônicos ao redor de um átomo central, a disposição que maximiza as distâncias é a geometria tetraédrica (os quatro domínios apontam para os vértices de um tetraedro).
  • Essa disposição define a geometria dos domínios eletrônicos (às vezes chamada de “electron-domain geometry”): para \,4\ domínios → tetraédrica, com ângulo ideal entre domínios de \,109,5^\circ.

Passo 4

Diferença entre geometria dos domínios eletrônicos e geometria molecular observável:
  • A geometria dos domínios eletrônicos considera todos os quatro domínios (pares ligantes + pares isolados) e portanto é tetraédrica no caso de \mathrm{NH_3}.
  • A geometria molecular (o que observamos experimentalmente como arranjo dos átomos) considera apenas as posições dos átomos unidos ao átomo central, ignorando os pares não ligantes como “átomos”.
  • No caso de \mathrm{NH_3} temos um par não ligante e três átomos ligados, logo a geometria molecular resultante é chamada de trigonal piramidal: imagine uma base triangular formada pelos três H e o N formando a “ponta” da pirâmide (ou, alternativamente, pense no N com três H formando uma pirâmide triangular).

Passo 5

Como o par não ligante (lone pair) afeta os ângulos de ligação — explicação física e qualitativa:
  • Um par não ligante exerce maior repulsão sobre pares ligantes do que outro par ligante exerce entre si. Por quê? Porque o par isolado é composto por dois elétrons pertencentes somente ao átomo central: sua densidade eletrônica está mais concentrada e “não puxada” por outro núcleo, ocupando mais espaço efetivo perto do átomo central.
  • Esse maior espaço ocupado pelo lone pair empurra os pares ligantes (as ligações N–H) levemente para mais perto uma das outras, reduzindo o ângulo entre elas em comparação com o ângulo tetraédrico ideal.
  • Em termos práticos: repulsão par não ligante–par ligante > repulsão par ligante–par ligante, logo os ângulos H–N–H ficam um pouco menores que \,109,5^\circ.

Passo 6

Estimativa numérica e exemplos comparativos para fixar a ideia:
  • Ângulo tetraédrico ideal: \,109,5^\circ.
  • Em \mathrm{NH_3} (três pares ligantes + um lone pair) a compressão causada pelo lone pair reduz o ângulo H–N–H para aproximadamente \,107^\circ (valor experimental e amplamente citado).
  • Outros exemplos para ver a tendência:
    • \mathrm{CH_4} (quatro pares ligantes, nenhum lone pair) → geometria tetraédrica; ângulo \,109,5^\circ.
    • \mathrm{NH_3} (três ligantes + um lone pair) → trigonal piramidal; H–N–H ≈ \,107^\circ.
    • \mathrm{H_2O} (dois ligantes + dois lone pairs) → angular (bent); H–O–H ≈ \,104,5^\circ. Note como mais lone pairs causam maior compressão.

Passo 7

Resumo lógico final (como você justificaria isso num gabarito de prova, passo a passo e curto):
  • Contagem: \,3\ pares ligantes + \,1\ par não ligante → \,4\ domínios.
  • Disposição dos domínios: tetraédrica (para minimizar repulsões).
  • Geometria molecular (contando só átomos): trigonal piramidal.
  • Efeito do lone pair: comprime os ângulos H–N–H do ideal \,109,5^\circ para cerca de \,107^\circ.

Resposta

Geometria molecular: trigonal piramidal.
Ângulo(s) de ligação aproximado(s): H–N–H ≈ 107^\circ.

Exercícios relacionados