Teoria VSEPR/RPECV
Teoria
Opa! Você é novo aqui? O RespondeAí é o seu guia completíssimo para te ajudar nas matérias de exatas! Bora aprender sobre o modelo VSEPR?
Então, antes de qualquer coisa, pra que serve o modelo VSEPR?
Esse modelo complementa a Teoria de ligação de Valência (TLV) e ele é usado para prever as formas de moléculas e íons poliatômicos e ainda de brinde nos ajuda a descobrir a hibridização do átomo central.
No modelo VSEPR a gente vai considerar que o que define o arranjo espacial das ligações dentro das moléculas é a repulsão elétron-elétron, tanto dos elétrons envolvidos em ligações, quanto dos pares de elétrons não ligantes.
Ah, e caso vc esteja estranhado a sigla, VSEPR significa Valence Shell Electron Pair Repulsion,em inglês, ou em português Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência, RPECV ou TREPV.
Como funciona o Modelo VSEPR?
De um modo geral, os pares de elétrons se organizam no espaço de modo a se afastarem o máximo possível, minimizando a repulsão entre eles.
Podemos usar a molécula de água como exemplo, para entender como o modelo VSEPR funciona na prática!

Pela sua fórmula de Lewis, podemos ver os
Então próximo passo é desenhar a molécula levando em conta o espaço ocupado pelos elétrons desemparelhados em uma disposição em que os distancia ao máximo:

Na prática a gente faz de conta que os pares desemparelhados são ligações e desenhamos como essa molécula ficaria no espaço, nesse caso chegamos ao arranjo espacial tetraédrico e a geometria da molécula de água vai ser angular!
E se o arranjo espacial é tetraédrico, isso significa que a hibridização do átomo central é
No tetraedro, a distância entre as ligações costumava ser de
Caso não houvessem os pares de elétrons não ligantes, a molécula seria linear, com um
Agora que descobrirmos a geometria molecular da água, podemos ver umas regras do modelo VSEPR para casos gerais!
Regras do modelo VSEPR
- Todos os pares de elétrons da camada de valência ocupam espaço e se repelem;
- Pares de elétrons não-ligantes repelem mais que os que estão envolvidos em ligações, afinal de contas eles estão mais “livres”;
- Ligações duplas repelem mais do que ligações simples, porque possuem maior densidade eletrônica (são dois pares de elétrons, né);
- Ligações triplas repelem mais do que ligações duplas, porque possuem ainda mais densidade eletrônica;
Arranjo espacial x Geometria molecular
Muita atenção à diferença entre essas duas coisas!
Arranjo espacial é como os pares de elétrons se organizam no espaço e esta relacionado com a hibridização do átomo central, enquanto a geometria espacial leva em consideração apenas as posições dos átomos.
Vimos que para a molécula da água o arranjo espacial é tetraédrico, mas a geometria molecular é angular, pois temos 3 átomos formando um “ângulo”.
Logo a geometria depende do arranjo espacial, afinal a gente só pode ter átomo nas posições onde estão os pares de elétrons (ligantes).
Arranjo espacial
Para ficar mais claro, vamos ver alguns outros exemplos! Vamos desenhar a estrutura de Lewis do metano

Como o

Chegamos em um arranjo espacial tetraédrico em ambos os casos, logo eles terão tem hibridização
Geometria
No caso do

Nesse caso, como todas as ligações são equivalentes, ele forma um tetraedro perfeito, com
Já no caso do

Nesse caso, como temos que considerar a repulsão do par de elétrons, o ângulo entre as ligações cai pra de
Outras Representações
Existem várias possibilidades de arranjos espaciais e geometrias, na imagem abaixo temos algumas representações em 3D que podem te ajudar a visualizar.:

E aqui temos exemplos de geometrias de algumas moléculas:

Na hora de prever o arranjo espacial, uma dica é, no caso de elétrons desemparelhados você sempre deve colocar o par de elétrons na posição mais distante das outras possíveis.
Usando um exemplo da figura acima, o

Você pode reparar que o átomo de cloro da esquerda esta mais “longe” dos demais, certo? Então se pegarmos o exemplo do

Dessa forma temos um arranjo espacial bipiramidal trigonal, mas e a geometria?
Como o par de elétrons não compartilhado repele mais as outras ligações, então os outros ângulos ficam um pouco mais “fechados”. Essa geometria aí fica conhecida como tetraedro distorcido. Tem gente que chama de “gangorra” (e realmente lembra, se você olhar ela de lado).
Tabela Resumo
E agora pra encerrar com chave de outro a gente tem uma tabelinha que resume todas as geometrias/arranjos espaciais!

Ficou com dúvida? Para entender mais, assista o vídeo a seguir:
Agora podemos praticar com exercícios!!!
Arranjo espacial x Geometria molecular
Outras Representações
Exercícios Resolvidos
Exercício Resolvido #1
USP/IQSC – Lista de Exercícios de Química Geral. Prof. Sérgio Akinobu. Questão 07. Modificada.
Definir para cada átomo de nitrogênio e carbono o tipo de hibridação que apresenta segundo os compostos que ele forma:
a)
b)
c)
d)
e)
Passo 1
a) A gente começa fazendo a estrutura de Lewis pra molécula.
O passo-a-passo tem que estar no sangue!
1°. Identificar o átomo central: quem tá em menor quantidade é o N (e o H só faz um ligação, vai).
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 nitrogênio e 3 hidrogênios, o número de elétrons de valência será:
Então 8 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
Os hidrogênios já estão com 2 elétrons cada. Pro nitrogênio ainda faltam 2 elétrons pra fechar 8:
E a estrutura ficou com os 8 elétrons previstos no 4° passo!
6°. Estudo das cargas formais.
A gente quer que as cargas formais o mais próximo possível de zero!
Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!
Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo , então a hibridação será .
Ou você olha a distribuição eletrônica do N, vê que ele precisa de 4 orbitais e que ele vai ter que hibridizar o orbital s com 3 orbitais p.
“Ah, mas porque ele vai hibridizar se ele pode ficar com o par de elétrons no s e usar os três orbitais p pras ligações?”
De fato, isso é uma possibilidade. Via de regra, porém, a hibridização diminui a energia do sistema, diminui as repulsões... então ela é energeticamente favorável.
Ao fazer a hibridização, o átomo de nitrogênio diminui um pouco a energia dos 3 orbitais p e aumenta um pouco a energia do orbital s.
No final das contas o saldo é positivo! Se não ele não hibridizaria! E a gente sabe que ele hibridiza porque, experimentalmente, o arranjo espacial da molécula é tetraédrico.
Passo 2
b) Passo-a-passo da estrutura de Lewis pra .
1°. Identificar o átomo central: com dois átomos não tem átomo central né. É um ligado no outro e pronto.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 2 nitrogênios, o número de elétrons de valência será:
Então 10 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 14 elétrons! Pra chegar nos 10 elétrons previstos no 4° passo, vamos precisar fazer uma tripla!
Agora sim! Número de elétrons corretos e regra do octeto obedecida!
6°. Estudo das cargas formais.
Cada hidrogênio tem 5 elétrons de valência e aparece com 5 elétrons aí em cima (contando daquele jeitinho especial pra carga formal).
Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!
Lembra que pra fazer ligação dupla o átomo precisa guardar um orbital ? Pra fazer tripla, onde tem uma ligação e duas , o cara vai precisar de dois orbitais . É por isso que os nitrogênios vão reservar 2 orbitais e hibridizar um orbital com um orbital só.
A hibridização de cada um deles fica do tipo .
Passo 3
c) Estrutura de Lewis pro
1°. Identificar o átomo central: em molécula diatômica não tem essa, vai.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência: só ligar um no outro!
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 carbono e 1 oxigênio, o número de elétrons de valência será:
Então 10 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 14 elétrons. Vamos precisar de um tripla pra chegar nos 10 elétrons previstos!
Agora sim! 10 elétrons e octetos completos.
6°. Estudo das cargas formais.
A gente que as cargas formais o mais próximo possível de zero!
A gente pode pensar em ressonância:
Nas primeira estrutura o carbono tem que guardar dois orbitais . Então a hibridação vai ser . Na segunda, ele só guarda um . Mas mesmo assim só hibridiza dois orbitais, um com aquele par de elétrons isolados que aparece ali, e outro pra ligação . A hibridzação segue sendo .
Passo 4
d) Passo-a-passo da estrutura de Lewis pra .
1°. Identificar o átomo central: C está em menor quantidade e é menor eletronegativo!
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 carbono e 2 oxigênios, o número de elétrons de valência será:
Então 16 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 20 elétrons! Pra chegar nos 16 elétrons previstos no 4° passo, vamos precisar fazer uma dupla entre o carbono e cada um dos oxigênios.
Agora sim! Número de elétrons corretos e regra do octeto obedecida!
6°. Estudo das cargas formais.
Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!
Lembra que pra fazer ligação dupla o átomo precisa guardar um orbital ? O carbono precisa de dois orbitais , uma pra cada ligação . Então a hibridação dele será do tipo . Assim ele fica com dois orbitais hibridizados, um para cada ligação .
Passo 5
e) pra acabar!
1°. Identificar o átomo central: carbono.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 carbono e 4 hidrogênios, o número de elétrons de valência será:
Então 8 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
Já tá todo mundo de octeto completo! E a estrutura tem os 8 elétrons previstos no 4° passo!
6°. Estudo das cargas formais.
A gente quer que as cargas formais o mais próximo possível de zero!
Show!
Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo , então a hibridação será .
Ou você olha a distribuição eletrônica do C, vê que ele precisa de 4 orbitais e que ele vai ter que hibridizar o orbital s com 3 orbitais p.
Resposta
a)
b)
c)
d)
e)
Exercício Resolvido #2
Elaboração própria.
Para cada uma das moléculas abaixo, escreva a estrutura de Lewis, as cargas formais de cada átomo, a hibridação do átomo central e a geometria de cada espécie.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Passo 1
a) Nossa querida água: !
1°. Identificar o átomo central: como não pode ser o H, só nos resta o O.
2°. Ligar todo mundo no átomo central, respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 oxigênio e dois hidrogênio, o número de elétrons de valência será:
Então 8 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
Os hidrogênios já estão com 2 elétrons cada. Vamos precisar de pares de elétrons no oxigênio.
E a estrutura ficou com os 8 elétrons previstos no 4° passo!
6°. Estudo das cargas formais.
Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo , então a hibridação será .
Ou você olha a distribuição eletrônica do O, vê que ele precisa de 4 orbitais e que ele vai ter que hibridizar o orbital s com 3 orbitais p.
Olha aí que quando ele hibridiza o orbital s com 3 orbitais p, o oxigênio fica com dois pares de elétrons e dois orbitais prontos pra fazer ligação! Igualzinho à nossa estrutura de Lewis!
Com hibridação o arranjo espacial é tetraédrico e a geometria com apenas dois ligantes é angular (o que também está na tabela da teoria).
Passo 2
b) Próxima:
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o P.
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 fósforo e 3 cloros, o número de elétrons de valência será:
Então 26 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 26 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro P. Ele tem 4 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 4 orbitais! A hibridação é ! Com essa hibridação ele fica com um par de elétrons isolado e 3 orbitais prontinhos pra ligar!
Como a gente já viu vááárias vezes, essa hibridação leva ao arranjo espacial tetraédrico. Como só temos 3 ligantes, a geometria fica piramidal.
Passo 3
c) Próxima:
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o P.
2°. Ligar todo mundo no átomo central. A gente não precisa respeitar a valência do P porque ele pode expandir o octeto, beleza?
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 fósforo e 5 cloros, o número de elétrons de valência será:
Então 40 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 40 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro P. Ele tem 5 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 5 orbitais! Pra disponibilizar 5 orbitais, além de usar o orbital e 3 orbitais , ele ainda vai precisar de um orbital . Por isso a hibridação dele é .
Essa hibridação nos leva ao arranjo bipiramidal trigonal.
Esse arranjo tem duas posições axiais (A) e três posições equatoriais (E):
Como a gente tem 5 ligantes no , todas as posições do arranjo vão estar ocupadas e a geometria da molécula também será bipiramidal trigonal.
Passo 4
d) É a vez do .
1°. Identificar o átomo central: to em dúvida entre I, I ou I.
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 3 iodos e uma carga negativa, o número de elétrons de valência total será:
Então 22 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completando o octeto da galera:
E a estrutura ficou com 20 elétrons! A gente precisa de mais dois elétrons. Esse par de elétrons extra pode ser colocado em qualquer um dos iodos. Na verdade, ele vai ficar deslocalizado pela molécula, afinal todos os iodos atraem esse par de elétrons extra da mesma forma. A estrutura mais significativa vai ser aquela com as melhores cargas formais:
O número de elétrons está ok: 22! Bora ver essas cargas formais!
6°. Estudo das cargas formais.
Para a primeira estrutura:
Para a segunda estrutura:
Para a terceira estrutura:
Parece que a melhor estrutura de Lewis pro é a segunda mesmo.
E nessa estrutura o central tem 5 pares de elétrons. Então, além de usar o orbital e os três orbitais , ele vai precisar de um orbital . A hibridação fica , o que nos leva ao arranjo espacial bipiramidal trigonal.
Com apenas dois ligantes, os elétrons não ligantes ficam o mais distante possível (ângulo de 120° na base triangular). Os iodos vão ocupar as posições axiais, e a geometria da molécula será linear:
Passo 5
e) :
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o .
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 enxofre e 6 flúors, o número de elétrons de valência na molécula será:
Então 48 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 48 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro S. Ele tá com 6 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 6 orbitais! O que significa que ele vai usar um orbital , três orbitais e ainda dois orbitais . A hibridação será do tipo .
Essa hibridação nos leva ao arranjo espacial octaédrico! Como a molécula tem 6 ligantes, a geometria também será octaédrica!
Passo 6
f) :
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 xenônio e 4 flúors (qual o plural de flúor, gente?), o número de elétrons de valência na molécula será:
Então 36 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 36 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro Xe. Ele tá com 6 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 6 orbitais! O que significa que ele vai usar um orbital , três orbitais e ainda dois orbitais . A hibridação será do tipo .
Essa hibridação nos leva ao arranjo espacial octaédrico! Como a molécula tem 4 ligantes, a molécula coloca os dois pares de elétrons não ligantes o mais longe possível e fica com geometria quadrado planar:
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #3
USP – Lista de Exercícios de Química Tecnológica Geral 2015. Questão 16.
As moléculas e são descritas como trigonais planas. Essa informação define exatamente seus ângulos de ligação? Por quê?
Passo 1
E aí? O que você acha?
Se o B faz três ligações simples e você já sabe que elas estão no mesmo plano (porque o enunciado diz que a molécula é planar), essas ligações vão ficar o mais distantes possíveis uma das outras, né?
Por isso os ângulos na molécula de serão de 120°.
Passo 2
O é um cara cheio de ressonância. Olha ele aí:
Por que é importante a gente ver isso?
Porque se houvesse apenas uma dupla ligação, ela ia repelir as outras ligações e os ângulos não seriam equivalentes.
Como existe ressonância e as duplas ligações estão igualmente distribuídas pela molécula, a repulsão vai ser equivalente em todas as ligações.
Então, assim como no , todos os ângulos serão iguais a 120°.
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #4
Unicamp – IQ – Química Geral e Inorgânica – P3 2015.1. Prof. Nelson. Questão 02.
As moléculas , e possuem fórmulas moleculares do tipo . Determine a forma espacial para cada uma delas.
Passo 1
A diferença entre esses caras vai ser o número de elétrons no átomo central. Isso que vai definir a hibridação do átomo central e, assim, o arranjo espacial da molécula.
Passo 2
Vamos ver a estrutura de Lewis dessa galera.
1°. Identificar o átomo central: Si, S e Xe, respectivamente. São os átomos em menor quantidade e, além disso, são menos eletronegativos que o flúor, então estão mais OK em dividir os elétrons (fazer ligações).
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos de cada molécula.
Para o , a gente tem 1 silício e 4 flúors. O número de elétrons de valência total será:
Para o , a gente tem 1 enxofre e 4 flúors. O número de elétrons de valência total será:
Para o Xe, a gente tem 1 silício e 4 flúors. O número de elétrons de valência total será:
5°. Completar o octeto da galera:
E contando aí nas estruturas, as três estão com 32 elétrons. Pelas contas que fizemos no passo 4, precisamos colocar mais dois elétrons na estrutura do e mais quatro no . Fica assim:
Número de elétrons, ok! Vamos pro próximo passo.
6°. Estudo das cargas formais.
É.. parece bom!
Estruturas de Lewis prontas. Vamos começar a pensar em hibridação.
Passo 3
O silício tá comportando 4 pares de elétrons, todos envolvidos em ligações. Pra isso ele precisa de 4 orbitais. Por isso, ele vai hibridizar o orbital e os três orbitais , formando quatro orbitais do tipo .
Essa hibridação gera o arranjo espacial tetraédrico. Como as quatro posições do tetraedro serão ocupadas por ligantes, a geometria da molécula também será tetraédrica.
Passo 4
No enxofre, a gente tem cinco pares de elétrons: quatro ligantes e um não ligante. Pra abrigar toda essa galera, o enxofre precisa de 5 orbitais. É por isso que ele vai hibridizar o orbital , três orbitais e ainda um o orbital .
Com isso, o enxofre forma 5 orbitais do tipo .
Essa hibridação leva ao arranjo espacial bipiramidal trigonal.
Como uma das posições é ocupada por par de elétrons, a geometria da molécula será tetraedro distorcido.
A gente não pode esquecer que aquele par de elétrons ali repele mais as outras ligações, empurrando elas de modo a diminuir os ângulos entre elas.
Passo 5
Nosso querido xenônio ficou com 6 pares de elétrons: quatro ligantes e dois não ligantes. Pra isso ele precisa de 6 orbitais: o orbital , três orbitais e ainda dois orbitais do tipo .
Assim o xenônio forma 6 orbitais híbridos do tipo . O que o leva a um arranjo espacial octaédrico.
No arranjo octaédrico as posições são todas equivalentes. Então você pode colocar os pares de elétrons onde preferir, desde que estejam a 180° entre si, ok?
Como só 4 posições do octaedro estão ocupadas, a geometria da molécula será quadrado planar.
Resposta
: arranjo espacial tetraédrico, geometria tetraédrica;
: arranjo espacial bipiramidal trigonal, geometria tetraedro distorcido;
: arranjo espacial octaédrico, geometria quadrado planar.
Exercício Resolvido #5
USP – Lista de Exercícios sobre Ligações Químicas. PQI 2110. Questão 4.5. Modificada.
Considere as moléculas , , , e . Defina suas geometrias moleculares e ânguloes de ligação. Com base nesses dados, identifique eventuais estados hibridizados e momentos de dipolo elétrico nestas moléculas.
Passo 1
Respira fundo e vai:
Pra começar, precisamos das estruturas de Lewis:
1°. Identificar o átomo central: considerando aquela história do cara que está em menor quantidade, os átomos centrais serão C, O, N, B e Si né?
2°. Ligar todo mundo no átomo central.
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
A contagem de elétrons de valência fica assim:
Pro , com um carbono e dois oxigênios:
Pro , com um oxigênio e doi hidrogênios:
Pro , com um nitrogênio e três flúores:
Pro , com um boro e três iodos:
Pro , com um silício e quatro hidrogênios:
Elétrons contados, vamos pro próximo passo.
5°. Completar o octeto da galera.
Bora encher aquelas estruturas de dois pontinhos, até todo mundo ficar com 8 elétrons (com exceção do hidrogênio, que completa o octeto com dois).
O ficou com 20 elétrons e precisa ficar com 16: precisamos fazer ligações múltiplas.
O já tá comportadinho, com os 8 elétrons calculados no 4° passo.
O também não vai dar dor de cabeça.. 26 elétrons, como queremos.
O ficou com 26 elétrons e só pode ter 24. A solução “normal” seria fazermos ligação múltipla. Mas se você forçar muuuuuuuito a sua memória, talvez consiga lembrar que num tempo longínquo comentamos que o boro é um cara estranho e às vezes completa um pseudoocteto com 6 elétrons. Bem.. é isso que ele vai fazer aqui. Vamos tirar aquele par de elétrons não ligante dele.
O tambémm tá comportado.. 8 elétrons. Nenhuma alteração precisa ser feita.
Com as alterações, nossas estruturas ficam assim:
6°. Estudo das cargas formais.
Que coisa mais linda! Estruturas de Lewis prontas.
Aí você quase fica feliz.. e lembra que só foi a metade da questão.
Passo 2
O enunciado pede pra achar a hibridação pela geometria, e não o contrário.
Pro , colocando as ligações o mais distante possível, a gente fica com a geometria linear, onde o ângulo entre as ligações é de 180°.
Essa geometria (e esse arranjo) são típicos da hibridação . Também poderia ser , caso houvesses 5 pares de elétrons ao redor do átomo central e só dois ligantes.
Com essa hibridação, o carbono “guarda” dois orbitais para as ligações .
Quanto ao momento dipolo da molécula: cada ligação C=O é polar, uma vez que a eletronegatividade do C é diferente da eletronegatividade do O. Como o O é mais eletronegativo, o momento dipolo parte do carbono em direção ao oxigênio.
Agora, como as ligações estão distantes por 180°, com um vetor momento dipolo apontando pra cada lado, o vetor resultante é nulo e a molécula é apolar!
Passo 3
Na molécula de água, agora.
O oxigênio coloca aqueles quatro elétrons o mais distante possível uns dos outros. Com isso forma um arranjo tetraédrico, típico da hibridação .
No tetraedro os ângulos entre as ligações é de 109,5°. Porém, na molécula de água, com duas posições sendo ocupadas por pares de elétrons isolados (não ligantes), com maior repulsão, o ângulo entre os dois hidrogênios diminui um pouco, ficando em torno de 104°,105°.
Bem, no arranjo tetraédrico om dois ligantes, a geometria da molécula é angular.
As ligações O-H são polares e o polo negativo é o oxigênio. Considerando a geometria angular, os momentos dipolo vão se anular na horizontal, mas serão somados na vertical: a molécula de água é polar!
Passo 4
Na molécula de , o nitrogênio tem 4 pares de elétrons pra acomodar. E colocando eles o mais longe possível, o arranjo espacial fica tetraédrico.
Os ângulos entre as ligações de um tetraedro comum seria 109,5°. Como uma das posições é ocupada por um par de elétrons não ligante, que oferece mais repulsão, as outras ligações vão se aproximar um pouco, formando ângulos de cerca de 107° entre si.
O arranjo tetraédrico é típico da hibridação .
Como só existem ligantes em três posições, a geometria fica piramidal.
As N-F são polares, sendo o F mais eletronegativo. Considerando a geometria piramidal, o momento dipolo total/resultante da molécula é diferente de zero, e a molécula é polar.
Passo 5
Nossa estrutura de Lewis pro mostra 3 pares de elétrons no boro. Afastando esses pares de elétrons o máximo possível, a molécula vai se organizar num arranjo espacial trigonal planar. Sem pares de elétrons não ligantes, todas as posições são ocupadas por ligantes e a geometria também será trigonal planar.
Assim os ângulos entre as ligações serão de 120°. Como as três ligações são equivalentes, não há distorções nos ângulos: a molécula é um triângulo planar “perfeito”.
O arranjo trigonal planar é típico da hibridação .
Embora cada ligação B-I seja polar, o momento dipolo resultante é nulo e a molécula é apolar.
Passo 6
Nossa estrutura de Lewis pro mostra 4 pares de elétrons no silício. Afastando esses pares de elétrons o máximo possível, a molécula vai se organizar num arranjo espacial tetraédrico, onde os ângulos entre as ligções são de, aproximadamente, 109,5°.
O arranjo tetraédrico é típico da hibridação .
Como todas as posições são ocupadas por ligantes (nenhum par de elétrons não ligante), não há distorções e a geometria da molécula é tetraédrica perfeita.
As ligações Si-H são polares, mas o momento dipolo resultante é nulo, tal que a molécula de é apolar.
Resposta
: geometria linear, ângulo de 180°, hibridação , molécula apolar.
: geometria angular, ângulo
: geometria trigonal piramidal, ângulo