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 (
). - 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:
. - Átomo central: nitrogênio (
). - Átomos ligados ao nitrogênio: três hidrogênios (
). - 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
\ elétrons de valência, então escrevemos \ como ponto de partida. - Cada hidrogênio fornece
\ elétron para formar ligação covalente (cada N–H usa dois elétrons no par ligante). - Na molécula
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:
\ 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
\ pares ligantes + \ par não ligante = \ 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
\ 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
\ domínios → tetraédrica, com ângulo ideal entre domínios de .
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
. - 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
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
.
Passo 6
Estimativa numérica e exemplos comparativos para fixar a ideia:
- Ângulo tetraédrico ideal:
. - Em
(três pares ligantes + um lone pair) a compressão causada pelo lone pair reduz o ângulo H–N–H para aproximadamente (valor experimental e amplamente citado). - Outros exemplos para ver a tendência:
-
(quatro pares ligantes, nenhum lone pair) → geometria tetraédrica; ângulo . -
(três ligantes + um lone pair) → trigonal piramidal; H–N–H ≈ . -
(dois ligantes + dois lone pairs) → angular (bent); H–O–H ≈ . 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:
\ pares ligantes + \ par não ligante → \ 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
para cerca de .
Resposta
Geometria molecular: trigonal piramidal.
Ângulo(s) de ligação aproximado(s): H–N–H ≈ .
Ângulo(s) de ligação aproximado(s): H–N–H ≈