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Química – NCA109
Aula 6
Geometria molecularGeometria molecular
Prof. Guilherme Lanna Reis
Belo Horizonte - 2014
proibida a reprodução
Química NCA109
A estrutura espacial das moléculas
Geometria molecular
A teoria das ligações covalentes de Lewis não explicava a disposição (arrumação) dos átomos na molécula.
As moléculas bem simples, como H2, O2, HCl, H2O são moléculasplanas.
(Feltre, 2005)
As moléculas mais complexas, porém, são quase sempre tridimensionais, isto é, têm seus átomos arrumados em uma estrutura (formato) espacial.
Assim, passou-se a falar em geometria molecular.
Um caso bastante comum é o da existência de um átomo central rodeado, no espaço, por vários outros átomos.
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Química NCA109
A estrutura espacial das moléculas
Geometria molecular
Analogia com balões, amarrados como nas figuras abaixo:
(Feltre, 2005)
Os balões assumem espontaneamente essas arrumações de modo que, no final, todos ficam na disposição mais espaçada (esparramada) possível (arrumação mais estável para os balões).
Com os átomos acontece exatamente o mesmo, quando formam as moléculas. A tabela a seguir dá alguns exemplos comuns, nos quais o átomo central ocupa o lugar do nó que é dado nos balões.
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Química NCA109
A estrutura espacial das moléculas
Geometria molecular
(Feltre, 2005)
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Química NCA109
A estrutura espacial das moléculas
Geometria molecular
Na terceira coluna, vê-se o modelo “de preenchimento espacial” que indica a posição e o tamanho individual de cada átomo na molécula, respeitando inclusive os raios covalentes dos átomos e
(Feltre, 2005)
os raios covalentes dos átomos e os ângulos formados entre suas valências.
Nesse modelo se procura, portanto, representar a molécula da maneira mais real possível, como se fosse uma fotografia da própria molécula.
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Química NCA109
A estrutura espacial das moléculas
Geometria molecular
A questão da geometria das moléculas pode dar origem a casos interessantes.
Exemplo:
Exista a substância PCl , não existe a substância análoga PI , pois
(Feltre, 2005)
Exista a substância PCl5, não existe a substância análoga PI5, pois o átomo de iodo é muito maior que o átomo de cloro, de modo que “não há espaço” para se colocar cinco átomos de iodo ao redor de um único átomo de fósforo.
A molécula de PI5 não pode existir por impedimento espacial.
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Geometria molecular
Moléculas com pares eletrônicos ligantes e não-ligantes
A ligação covalente é a que ocorre pelo compartilhamento de pares eletrônicos nas camadas de valência dos átomos.
Esses pares são chamados de pares eletrônicos ligantes.
Exemplo, no CH há quatro pares ligantes:
(Feltre, 2005)
Exemplo, no CH4 há quatro pares ligantes:
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Química NCA109
Geometria molecular
Moléculas com pares eletrônicos ligantes e não-ligantes
Em muitos casos sobram, na camada de valência, pares de
elétrons que não participam de ligação alguma, sendo chamados,
por isso, de pares eletrônicos livres ou de pares não-ligantes.
(Feltre, 2005)
Exemplos do NH3 e do H2O:
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Geometria molecular
Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência
Com esse afastamento máximo, a repulsão entre os pares eletrônicos será mínima e, portanto, a estabilidade da molécula, como um todo, será máxima.
É exatamente o que ocorre nas situações mostradas anteriormente, quando os balões se empurram (se afastam) o máximo possível.
(Feltre, 2005)
quando os balões se empurram (se afastam) o máximo possível.
Essa teoria explica as estruturas espaciais do CH4, PCl5 e SF6.
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Geometria molecular
Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência
Explica a estrutura de muitas outras moléculas. Ex: NH3 e de H2O.
Nesses casos, admite-se que os pares eletrônicos livres (não-ligantes) ocupam posições no espaço.
(Feltre, 2005)
A molécula de NH3 tem o formato
de uma pirâmide trigonal, e os
ângulos entre os hidrogênios valem
aproximadamente 107°.
A molécula de H2O tem forma de V, e o
ângulo entre os hidrogênios vale
aproximadamente 105°(forma angular).
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Geometria molecular
Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência
Esta teoria foi desenvolvida pelo cientista Ronald J. Gillespie.
Também conhecida pela sigla VSEPR (do inglês valence shell
electron pair repulsion).
Em linhas gerais, esta teoria afirma que:
(Feltre, 2005)
Em linhas gerais, esta teoria afirma que:
Ao redor do átomo central, os pares eletrônicos
ligantes e os não-ligantes se repelem, tendendo a
ficar tão afastados quanto possível.
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Geometria molecular
Macromoléculas covalentes
As macromoléculas covalentes, que são “estruturas gigantes”, nas quais se encontra um número enorme de átomos reunidos por ligações covalentes. Ex: grafite e do diamante.
GrafiteÂngulo entre as ligações = 120°
(Feltre, 2005)
Ângulo entre as ligações = 120°Comprimento das ligações:— em cada “camada” de átomos, 141 pm;— entre “camadas”, 335 pm (1pm= 10-12 m).A grafite é:-um sólido mole; -conduz a eletricidade
-Massa específica: 2,25 g/cm3 (indica
estrutura cristalina menos compacta).
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Geometria molecular
Macromoléculas covalentesDiamante
Ângulo entre as ligações aprox. 109°
Comprimento das ligações = 154 pm
O diamante é:
(Feltre, 2005)
O diamante é:
-o sólido mais duro (difícil de ser
riscado) que se conhece;
-não conduz eletricidade;
-massa específica: 3,51 g/cm3 (indica
estrutura cristalina mais compacta).
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Geometria molecular
Alotropia é o fenômeno que ocorre quando um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes.
Alotropia
A alotropia do elemento oxigênio, que forma duas substâncias simples: o oxigênio (O2) e o ozônio (O3).
(Feltre, 2005)
2 3
No caso do elemento oxigênio, a alotropia é decorrente da atomicidade, que é o número de átomos existentes em cada molécula (cores-fantasia).
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Geometria molecular
Alotropia
Alotropia do carbonoAs estruturas do diamante e da grafite são duas formas alotrópicasdiferentes do elemento químico carbono.
Podemos então dizer que a alotropia decorre ou da atomicidade da substância (como é o caso do O2 e O3) ou da “arrumação” dos
(Feltre, 2005)
substância (como é o caso do O2 e O3) ou da “arrumação” dos átomos no espaço (como é o caso do diamante e da grafite).
Em 1985, os cientistas Harold W. Kroto, L. F. Cure e Richard E. Smalley descobriram uma nova forma alotrópica do carbono, formada por estruturas ocas, em forma de bola de futebol, com 60 átomos de carbono ligados entre si, como mostramos a seguir.
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Geometria molecular
Alotropia
Essa estrutura esférica, com 60 vértices e 32 faces—sendo 20 hexágonos e 12 pentágonos regulares — recebeu a sigla C60 e o nome fulereno-60. Depois descobriram-se novos fulerenos, com 32, 44, 50...540 e 960 átomos de carbono. O carbono tem muitas formas alotrópicas.
Alotropia do carbono
O carbono tem muitas formas alotrópicas.
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
Alotropia
Ainda com respeito ao carbono, pesquisas recentes levaram àprodução dos chamados nanotubos.
A estrutura mais simples de um nanotubo pode ser imaginada comoresultado da própria estrutura da grafite (que é plana) “enrolada” demodo a formar um tubo extremamente pequeno.
Alotropia do carbono
(Feltre, 2005)
modo a formar um tubo extremamente pequeno.
Os cientistas já estão imaginando várias aplicações para osnanotubos — desde fibras de alta resistência mecânica até comosubstitutos dos atuais chips de silício usados em computadores.
Os nanotubos, moléculas constituídas de átomos de carbono, podemvir a substituir os chips de silício em computadores muito menoresque os atuais.
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Geometria molecular
AlotropiaAlotropia do carbono
(Feltre, 2005)
Quando os anéis de carbono se alinham com o eixo principal de um nanotubo, a molécula conduz eletricidade tão facilmente quanto o metal.
Quando o padrão dos anéis hexagonais em um nanotubo é deformado, o nanotubo age como um semicondutor.
Isso significa que ele conduz eletricidade apenas depois que um certo limiar é atingido.
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Geometria molecular
Alotropia
O fósforo apresenta duas formas alotrópicas principais: o fósforo branco e o fósforo vermelho.
O fósforo branco é um sólido branco, de aspecto semelhante ao da cera, de densidade igual a 1,82 g/cm3, que funde a 44 °C e
Alotropia do fósforo
(Feltre, 2005)
da cera, de densidade igual a 1,82 g/cm3, que funde a 44 °C e ferve a 280 °C.
É muito reativo (chega a pegar fogo quando exposto ao ar), sendo por isso conservado dentro de água.
Quando o aquecemos em ausência de ar e a cerca de 300 °C, ele se converte lentamente em fósforo vermelho, que é mais estável (isto é, menos reativo).
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Geometria molecular
Alotropia do fósforo
O fósforo vermelho é um pó
amorfo (não apresenta
estrutura cristalina), de cor
vermelho escura, densidade
2,38 g/cm3 e temperatura de
fusão 590 °C; cada grão de pó
é formado por milhões de
moléculas P4 unidas umas às
outras, dando origem a uma
molécula gigante (P∞).
(Feltre, 2005)
Pedaços de fósforo branco num béquer com água e fósforo vermelho num vidro de relógio.
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Geometria molecular
AlotropiaAlotropia do enxofre
O enxofre também apresenta duas formas alotrópicas principais: o enxofre ortorrômbico (ou simplesmente rômbico) e o enxofre monoclínico.
As duas formas alotrópicas são formadas por moléculas, em forma de anel, com oito átomos de enxofre (S8), como mostrado abaixo:
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
AlotropiaAlotropia do enxofre
(Feltre, 2005)
As duas formas alotrópicas do enxofre fervem a 445 °C. Em condições ambientes, ambas se apresentam como um pó amarelo, inodoro, insolúvel em água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2).
Ciência dos materiais e ambienteproibida a reprodução
Doença do estanho
Geometria molecular
(Callister,2008)
Transformação alotrópica –muda a estrutura cristalina.
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Uma ligação covalente significa o compartilhamento de um par eletrônico entre dois átomos.
Quando os dois átomos são diferentes, no entanto, é comum um deles atrair o
(Feltre, 2005)
no entanto, é comum um deles atrair o par eletrônico compartilhado para o seu lado.
O cloro atrai o par eletrônico compartilhado para si. Nesse caso, dizemos que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio e que a ligação covalente está polarizada, ou seja, é uma ligação covalente polar.
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Nesta representação, a flecha cortada indica o sentido de deslocamento do par eletrônico;
O sinal δ- representa a região da molécula com maior densidade eletrônica, e o sinal δ+, a região com menor densidade eletrônica. A maior densidade
(Feltre, 2005)
região com menor densidade eletrônica.
A molécula se comporta então como um dipolo elétrico (Sistema constituído por duas cargas elétricas puntiformes de mesmo valor, mas de sinais opostos, à pequena distância uma da outra), apresentando o que se convencionou chamar de cargas parciais — positiva (δ+) e negativa (δ-).
A maior densidade eletrônica ao redor do cloro é também representada espacialmente.
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Quando os dois átomos são iguais, como acontece nas moléculas H2e Cl2, não há razão para um átomo atrair o par eletrônico mais do que o outro.
Tem-se, então, uma ligação covalente apolar. Lodo, define-se:
(Feltre, 2005)
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Eletronegatividade: tendência que um elemento possui em atrair para si o par de elétrons de uma ligação. Valores teóricos obtidos a partir do raio e AE (propriedades do elemento isolado).
Raio pequeno – maior capacidade de atrair elétrons.
Eletronegatividade é propriedade do elemento ligado(-e adimensional, não é medida, mas sim calculada).
AE e EI – tem unidades de medida.
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Elemento ValorF 4,0O 3,5N 3,0Cl 2,8Cl 2,8Br 2,6S 2,3C 2,3H 2,1
Ligação covalente apolar: - ocorre quando a diferença de eletronegatividade, ∆ , entre as espécies é zero (∆ =0).- o par de elétrons da ligação está homogeneamente distribuído entre os 2 núcleos.
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Ligação covalente apolar: - ocorre quando a diferença de eletronegatividade, ∆ , entre as espécies é zero (∆ =0).- o par de elétrons da ligação está homogeneamente distribuído entre os 2 núcleos.
EX: Cl2Cl - Cl2,8 2,8 ∆ = 2,8 – 2,8 = 0
Não acontece somente entre átomos da mesma elemento.
C e S também possuem (∆ =0 = 2,3-2,3).
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Baseando-se em medidas experimentais, o cientista Linus Pauling criou
uma escala de eletronegatividade, representada a seguir num esquema
da Tabela Periódica (esses valores não têm unidades).
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
Os elementos mais eletronegativos são os halogênios (especialmente o flúor, com eletronegatividade igual a 4,0), o oxigênio (3,5) e o nitrogênio (3,0).
(Feltre, 2005)
Os elementos das colunas B da Tabela Periódica têm eletronegatividades que variam de 1,2 (eletronegatividade do Y-ítrio) a 2,4 (eletronegatividade do Au-ouro).
É interessante também notar que a eletronegatividade de cada elemento químico está relacionada com seu potencial de ionização e sua eletroafinidade (ou afinidade eletrônica).
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
(Feltre, 2005)Logo, a eletronegatividade é também uma propriedade periódica.
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Geometria molecular
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas
As setas indicam o aumento da eletronegatividade dos elementos (e a parte mais escura indica a localização dos elementos de maior eletronegatividade).
Os gases nobres foram excluídos, porque não apresentam nem caráter negativo nem caráter positivo.
(Feltre, 2005)
caráter negativo nem caráter positivo.
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Geometria molecular
Ligações apolares e ligações polares
Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em função da diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos envolvidos, pode-se classificar as ligaçõescovalentes como:
(Feltre, 2005)
Ligações apolares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero (ou muito próximo de zero).
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Geometria molecular
Ligações apolares e ligações polares
Ligações polares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero.
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
Ligações apolares e ligações polares
Importante: quando essa diferença ultrapassa o valor 1,7, a
atração exercida por um dos átomos sobre o par eletrônico é tão
grande que a ligação covalente se “rompe”, tornando-se uma
ligação iônica.
(Feltre, 2005)
ligação iônica.
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Geometria molecular
Ligações apolares e ligações polares
Consequentemente, podemos afirmar que existe uma transição gradativa entre as ligações covalentes e as iônicas, à proporção que o valor de Δ aumenta. Pode-se construir a seguinte tabela:
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
Ligações apolares e ligações polares
Aplicando essa ideia a alguns compostos ao longo da Classificação Periódica, tem-se:
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
Ligações apolares e ligações polares
Como resumo geral tem-se, então, o seguinte esquema:
(Feltre, 2005)
Ligação covalente polar – ligação intermediária entre iônica e covalente apolar.
Não chega a formar ânions e cátions com cessão de elétrons. Mas há atração do par de elétrons.
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Geometria molecular
Momento dipolar
As moléculas polares se orientam sob a ação de um campo elétrico externo conforme o esquema abaixo:
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
Momento dipolar
A capacidade de a molécula se orientar é maior ou menor dependendo da diferença de eletronegatividade e do comprimento da ligação entre os átomos.
Por isso, a medida da polaridade das ligações é feita pelo chamado momento dipolar, que é representado pela letra grega μ (mi).
(Feltre, 2005)
momento dipolar, que é representado pela letra grega μ (mi).
Momento dipolar (μ) é o produto do módulo da carga elétrica parcial (δ) pela distância entre os dois extremos de um dipolo.
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Geometria molecular
Momento dipolar
O momento dipolar é medido na unidade debye (D), que equivale a 3,33 x 10-30 coulomb x metro.
(Feltre, 2005)
Na molécula, o momento dipolar pode ser mais bem representado pelo chamado vetor momento dipolar, em que a direção do vetor é a da reta que une os núcleos dos átomos;
O sentido do vetor é o do átomo menos para o mais eletronegativo; e o módulo do vetor é igual ao valor numérico do momento dipolar.
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolares
Quando uma molécula tem ligações polares não será obrigatoriamente polar.
A molécula BeH2 tem duas ligações polares, pois o hidrogênio é mais eletronegativo do que o berílio.
No entanto, considerando que a molécula é linear, a atração
(Feltre, 2005)
No entanto, considerando que a molécula é linear, a atração eletrônica do hidrogênio “da esquerda” é contrabalançada pela atração do hidrogênio “da direita” e, como resultado final, teremos uma molécula não-polar (ou apolar).
A resultante dos dois vetores é nula.
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolares
A molécula BCl3 tem três ligações polares.
No entanto, a disposição dos átomos na molécula faz com que os três vetores momento dipolar se anulem e, como resultado, a molécula é apolar.
(Feltre, 2005)
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolares
A molécula de água, por sua vez, tem forma de V. Somando os vetores momento dipolar μ1 e μ2, teremos, segundo o esquema abaixo, o vetor resultante (μ).
Conseqüentemente: a molécula de água é polar (μ = 1,84 D); o “lado” onde estão os hidrogênios é o mais eletropositivo (δ+);
(Feltre, 2005)
“lado” onde estão os hidrogênios é o mais eletropositivo (δ+);o “lado” do oxigênio é o mais eletronegativo (δ-).
É devido a essa polaridade que um filete de água que escorre de uma torneira pode ser desviado por um objeto eletrizado.
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolares
A molécula de amônia (NH3) tem a forma de uma pirâmide trigonal.
Nessa molécula, os vetores momento dipolar também não se anulam e, como resultado, a molécula é polar (μ = 1,48).
Junto aos hidrogênios, a molécula é mais eletropositiva (δ+); e junto
(Feltre, 2005)
Junto aos hidrogênios, a molécula é mais eletropositiva (δ+); e junto ao par eletrônico livre, ela é mais eletronegativa (δ-).
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolaresA molécula do tetracloreto de carbono (CCl4) tem forma de um tetraedro regular.
Existem quatro ligações polares, mas os vetores se anulam; consequentemente, a molécula é apolar (μ = 0).
Mas, bastaria trocar, por exemplo, um átomo de cloro por um de
(Feltre, 2005)
Mas, bastaria trocar, por exemplo, um átomo de cloro por um de hidrogênio, para que a nova molécula (CHCl3) fosse polar (quando os vetores momento dipolar não se anulam, a molécula será polar).
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolares
Outra maneira de analisar a polaridade de uma molécula é comparar os números de:• pares eletrônicos ao redor do átomo central;• átomos iguais ligados ao átomo central.Se esses dois números forem diferentes, a molécula será polar. Ex:
(Feltre, 2005)
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Moléculas polares e moléculas apolaresÉ importante ainda comentar que a polaridade das moléculas influi nas propriedades das substâncias.
Um exemplo importante é o da miscibilidade (ou solubilidade) das substâncias.
“Semelhante dissolve semelhante”.
(Feltre, 2005)
substâncias.
A água e o álcool comum, que são polares, misturam-se em qualquer proporção.
A gasolina e o querosene, que são apolares, também se misturam em qualquer proporção. Já a água (polar) e a gasolina (apolar) não se misturam.
A água e a gasolinanão se misturam
porque suas moléculasdiferem na polaridade.
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolares
Exercício: Classificar cada ligação em polar ou apolar. Para ligação polares representar “s+”e “s-“ . Colocar todas as ligações em ordem crescente de polaridade: (Pensar em módulo (o maior – o menor))
a)HC
b)HN
c)COc)CO
d)CS
e)HO
f)HCl
g)CF
h)Cl2
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Geometria molecular
Moléculas polares e moléculas apolares
│a)H – C – ∆ = 2,3-2,1= 0,2 H – positivo (+) C (-)
│
b)H – N – ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 H(+) N(-)│
│c) - C – O – ∆ = 3,5-2,3 =1,2 C(+) O(-)
│
│d)– C – S – ∆ =2,3-2,3=0 não representad)– C – S – ∆ =2,3-2,3=0 não representa
e)H – O - ∆ = 3,5-2,1=1,4 H(+) O(-)
f)H – Cl ∆ = 2,8-2,1 = 0,7 H(+) Cl(-)
│g) -C – F ∆ = 1,7 C(+) F(-)
│
h)Cl – Cl ∆ = 0 Sequência: h, a, f, b, c, e, g
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Tabela periódica dos elementos
(Cascudo, 2007)
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Fim da Aula 6
GEOMETRIA MOLECULAR
Para reflexão:Para reflexão:
"Você pode vencer pela inteligência, pela habilidade ou pela sorte, mas nunca sem trabalho."
Autor desconhecido