Modelo VSEPR/RPECV

Teoria Completa

O que significa essa sigla?

Primeiramente, vamos admitir que não é nada fácil ler essa sigla aí, né? E, afinal, o que ela significa?

VSEPR é a sigla em inglês para Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Valence Shell Electron Pair Repulsion).

Tá. E daí?

O Modelo

Então esse modelo tem a ver com a repulsão elétron-elétron.

Na TLV a gente já comentou que as ligações se distribuem no espaço de acordo com a hibridação dos orbitais envolvidos nas ligações.

No modelo RPECV 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.

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.

O modelo RPECV meio que “complementa” a TLV. Ele é mais simples que a TLV e, de certo modo, nos ajuda a descobrir a hibridização do átomo.

Então, muitas vezes, a gente vai pensar em termos de RPECV pra descobrir a geometria da molécula e a partir da geometria, vamos descobrir a hibridização.

Beleza, vamos parar de jogar conversa fora. Segundo o modelo RPECV:

  • 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;
  • As ligações π “não ocupam uma posição”: elas estão condenadas a ocuparem a mesma posição da ligação σ à qual estão “amarradas”.

Pra coisa não ficar muito abstrata, vamos pensar na molécula da água: H 2 O .

Fazendo a estrutura de Lewis dela, chegamos em algo como:

O que nos diz que, ao redor do oxigênio, a gente tem 4 pares de elétrons. Pra que esses pares se distanciem o máximo possível, eles vão formar um tetraedro. Aquela pirâmide de base e faces triangulares.

No tetraedro, a distância entre as ligações costumava ser de mais ou menos 109,5°. Mas aqui, como os pares de elétrons não ligantes repelem mais, eles vão ocupar mais espaço, e o ângulo entre as ligações vai se “fechar” um pouco.

A gente diz que a molécula da água tem geometria angular, com o oxigênio no vértice e os hidrogênios nas “pontas” do ângulo.

Caso não houvessem os pares de elétrons não ligantes, a molécula seria linear, com um H pra cada lado, pois não teria nada “empurrando eles pra baixo”.

Então, algumas formas de representar a estrutura da água levando em consideração a geometria da molécula são:

E quem tem 4 pares de elétrons distribuído em arranjo espacial tetraédrico é s p ³ ! Então através do modelo VSEPR a gente consegue prever a hibridação do átomo central!

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 tá super relacionado com a hibridização do átomo central.

Já a geometria espacial só leva em consideração as posições dos átomos!

Pra água aí em cima, o arranjo espacial é tetraédrico, mas a geometria molecular é angular, quando temos 3 átomos formando um “ângulo”.

Então a geometria depende do arranjo espacial, afinal a gente só pode ter átomo nas posições onde estão os pares de elétrons (ligantes).

Pra fixar a diferença, olha aí o C H 4 , o N H 3 e o H 2 O . Por Lewis:

Como C, N e O tem 4 pares de elétrons ao seu redor, esses três caras tem hibridização s p ³ . Então as três moléculas aí tem arranjo tetraédrico.

As quatro posições do tetraedro são equivalentes, então não importa onde você desenha os pares não ligantes e onde você desenha os hidrogênios, ok?

Como todas as ligações do C H 4 são equivalentes, ele forma um tetraedro perfeito, com 109,47° entre as ligações. No N H 3 , com a repulsão do par de elétrons, o ângulo entre as ligações cai pra 107° e no H 2 O , 104,5°.

E a geometria?

Como todas as posições do tetraedro do C H 4 estão ocupadas por átomos, a geometria dele também é tetraédrica. No N H 3 a geometria é piramidal (como se o N estivesse no topo de uma pirâmide de base triangular). E no H 2 O a geometria é angular.

Olha aí:

Bom, de conceito mesmo é isso aí.

Representações 3D

Pra te ajudar a entender os arranjos espaciais, vou te mostrar os principais dele, valeu?

Mas isso é só pra você “enxergar”. Pra desenhar, a gente usa só linha, linha tracejada e linha cheia. E essa mesma galera aí de cima ficaria:

Caso uma das posições seja preenchida por um par de elétrons, você sempre deve colocar o par de elétrons na posição mais distante das outras possíveis.

Por exemplo na representação do P C l 5 ali. Temos uma posição em cima do P, uma posição embaixo do P e três posições ao redor do P. As posições acima e abaixo formam ângulo de 90° com a base triangular. Nessa base, as posições ao redor do P, formam ângulos de 120° entre si.

Então, se a gente tiver que colocar um par de elétrons num arranjo bipiramidal trigonal, a gente vai escolher uma posição da base trigonal pra colocar ele. Porque nessa posição o par de elétrons vai ficar mais distante das outras ligações:

É o que acontece na molécula de T e C l 4 . E o par de elétrons 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).

Pensando em facilitar sua vida, a gente vai escrever uma tabelinha que mostra o arranjo espacial, a hibridação do átomo central e a geometria esperada pra cada molécula, de acordo com o número de pares de elétrons e o número de átomos ligados ao átomos central.

Resumindo!

Prestenção, já tá acabando.

Se a gente escrever C L 3 é porque a molécula tem um átomo central e 3 átomos ligados a ele, ok?

Se a gente escrever C L 2 E 3 é porque, além do átomo central e dos 2 ligantes, a molécula tem 3 pares de elétrons não ligantes.

Bora ver essa tabela aí:

Dá pra ver que o arranjo tá diretamente relacionado com o número de pares de elétrons ao redor do átomo central. Aí, dependendo das posições ocupadas por átomos ligantes, a gente vai ter diferentes geometrias.

Chega de papo, né?

Se você quiser a gente pode exercitar tudo isso com uns exercícios de fixação!

Expandir

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) N H 3

b) N 2

c) C O

d) C O 2

e) C H 4

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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.

N :   1 s 2   2 s 2   2 p 3 ⏟ 7  

H 1   : 1 s ¹ ⏟

Com 1 nitrogênio e 3 hidrogênios, o número de elétrons de valência será:

1 x 5 + 3 x 1 = 8   e l é t r o n s

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!

C . F . N = 5 - 5 = 0

C . F . H = 1 - 1 = 0

Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!

Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o N H 3 tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo C L 3 E , então a hibridação será s p ³ .

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 N 2 .

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.

N :   1 s 2   2 s 2   2 p 3 ⏟ 7  

Com 2 nitrogênios, o número de elétrons de valência será:

2   x   5 = 10   e l é t r o n s

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).

C . F . N = 5 - 5 = 0

Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!

Lembra que pra fazer ligação dupla o átomo precisa guardar um orbital p   p u r o ? Pra fazer tripla, onde tem uma ligação σ e duas π , o cara vai precisar de dois orbitais p   p u r o s . É por isso que os nitrogênios vão reservar 2 orbitais p e hibridizar um orbital s com um orbital p só.

A hibridização de cada um deles fica do tipo s p .

Passo 3

c) Estrutura de Lewis pro C O :

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.

C :   1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ 6  

O :   1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ 8  

Com 1 carbono e 1 oxigênio, o número de elétrons de valência será:

1 x 4 + 1 x 6 = 10   e l é t r o n s

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!

C . F . O = 6 - 5 = + 1

C . F . C = 4 - 5 = - 1

A gente pode pensar em ressonância:

Nas primeira estrutura o carbono tem que guardar dois orbitais p   p u r o s . Então a hibridação vai ser s p . Na segunda, ele só guarda um p   p u r o . Mas mesmo assim só hibridiza dois orbitais, um com aquele par de elétrons isolados que aparece ali, e outro pra ligação σ . A hibridzação segue sendo s p .

Passo 4

d) Passo-a-passo da estrutura de Lewis pra C O 2 .

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.

C :   1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ 6  

O :   1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ 8  

Com 1 carbono e 2 oxigênios, o número de elétrons de valência será:

1 x 4 + 2 x 6 = 16   e l é t r o n s

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.

C . F . O = 6 - 6 = 0

C . F . C = 4 - 4 = 0

Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!

Lembra que pra fazer ligação dupla o átomo precisa guardar um orbital p   p u r o ? O carbono precisa de dois orbitais p   p u r o s , uma pra cada ligação π . Então a hibridação dele será do tipo s p . Assim ele fica com dois orbitais hibridizados, um para cada ligação σ .

Passo 5

e) C H 4 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.

C :   1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ 6  

H 1   : 1 s ¹ ⏟

Com 1 carbono e 4 hidrogênios, o número de elétrons de valência será:

1 x 4 + 4 x 1 = 8   e l é t r o n s

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!

C . F . C = 4 - 4 = 0

C . F . H = 1 - 1 = 0

Show!

Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o C H 4 tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo C L 4 , então a hibridação será s p ³ .

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) s p 3

b) s p

c) s p

d) s p

e) s p 3

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) H 2 O

b) P C l 3

c) P C l 5

d) I 3 -

e) S F 6

f) X e F 4

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Passo 1

a) Nossa querida água: H 2 O !

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.

O :   1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ 8  

H 1   : 1 s ¹ ⏟

Com 1 oxigênio e dois hidrogênio, o número de elétrons de valência será:

1 x 6 + 2 x 1 = 8   e l é t r o n s

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.

C . F . O = 6 - 6 = 0

C . F . H = 1 - 1 = 0

Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o H 2 O tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo C L 2 E 2 , então a hibridação será s p ³ .

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 s p 3 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: P C l 3

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.

P :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 3 ⏟ 15  

C l :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 5 ⏟ 17  

Com 1 fósforo e 3 cloros, o número de elétrons de valência será:

1 x 5 + 3 x 7 = 26   e l é t r o n s

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.

C . F . P = 5 - 5 = 0

C . F . C l = 7 - 7 = 0

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 s p ³ ! 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: P C l 5

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.

P :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 3 ⏟ 15  

C l :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 5 ⏟ 17  

Com 1 fósforo e 5 cloros, o número de elétrons de valência será:

1 x 5 + 5 x 7 = 40   e l é t r o n s

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.

C . F . P = 5 - 5 = 0

C . F . C l = 7 - 7 = 0

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 s e 3 orbitais p , ele ainda vai precisar de um orbital d . Por isso a hibridação dele é s p ³ d .

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 P C l 5 , todas as posições do arranjo vão estar ocupadas e a geometria da molécula também será bipiramidal trigonal.

Passo 4

d) É a vez do I 3 - .

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.

I :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2 ⏟   4 d 10   5 p 5 ⏟   53  

Com 3 iodos e uma carga negativa, o número de elétrons de valência total será:

3 x 7 + 1 x 1 = 22   e l é t r o n s

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:

C . F . I 1 = 7 - 9 = - 2

C . F . I 2 = 7 - 6 = + 1

C . F . I 3 = 7 - 7 = 0

Para a segunda estrutura:

C . F . I 1 = 7 - 7 = 0

C . F . I 2 = 7 - 8 = - 1

C . F . I 3 = 7 - 7 = - 0

Para a terceira estrutura:

C . F . I 1 = 7 - 7 = 0

C . F . I 2 = 7 - 6 = + 1

C . F . I 3 = 7 - 9 = - 2

Parece que a melhor estrutura de Lewis pro I 3 - é a segunda mesmo.

E nessa estrutura o I central tem 5 pares de elétrons. Então, além de usar o orbital s e os três orbitais p , ele vai precisar de um orbital d . A hibridação fica s p ³ d , 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) S F 6 :

1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o S .

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.

S :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 4 ⏟ 16  

F :   1 s 2   2 s 2   2 p 5 ⏟ 9  

Com 1 enxofre e 6 flúors, o número de elétrons de valência na molécula será:

1 x 6 + 6 x 7 = 48   e l é t r o n s

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.

C . F . S = 6 - 6 = 0

C . F . F = 7 - 7 = 0

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 s , três orbitais p e ainda dois orbitais d . A hibridação será do tipo s p ³ d ² .

Essa hibridação nos leva ao arranjo espacial octaédrico! Como a molécula tem 6 ligantes, a geometria também será octaédrica!

Passo 6

-

f) X e F 4 :

1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o X e

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.

X e :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2 ⏟   4 d 10   5 p 6 ⏟ 54  

F :   1 s 2   2 s 2   2 p 5 ⏟ 9  

Com 1 xenônio e 4 flúors (qual o plural de flúor, gente?), o número de elétrons de valência na molécula será:

1 x 8 + 4 x 7 = 36   e l é t r o n s

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.

C . F . X e = 8 - 8 = 0

C . F . F = 7 - 7 = 0

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 s , três orbitais p e ainda dois orbitais d . A hibridação será do tipo s p ³ d ² .

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

Exercício Resolvido #3

USP – Lista de Exercícios de Química Tecnológica Geral 2015. Questão 16.

As moléculas B F 3 e S O 3 são descritas como trigonais planas. Essa informação define exatamente seus ângulos de ligação? Por quê?

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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 B F 3 serão de 120°.

Passo 2

O S O 3 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 B F 3 , todos os ângulos serão iguais a 120°.

Resposta

Exercício Resolvido #4

Unicamp – IQ – Química Geral e Inorgânica – P3 2015.1. Prof. Nelson. Questão 02.

As moléculas S i F 4 , S F 4 e X e F 4 possuem fórmulas moleculares do tipo A B 4 . Determine a forma espacial para cada uma delas.

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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.

S i 14 :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 2 ⏟

S :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 4 ⏟ 16

X e 54 :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2 ⏟   4 d 10   5 p 6 ⏟

F 9 :   1 s 2   2 s 2   2 p 5 ⏟

Para o S i F 4