Módulo II

A visão “clássica” da ligação covalente

Aula 4: Geometria e polaridade de moléculas (parte I)

Metas

	Apresentar o conceito de polaridade em moléculas poliatômicas.
	Introduzir a teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV).

Objetivo

Determinar a polaridade de moléculas de elementos representativos.

Índice

1. Introdução

2. Polaridade de moléculas

3. Introdução à teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV)

1. Introdução

Você viu na aula passada que a eletronegatividade (X) de um elemento, como definida por Pauling, é seu “poder” de atrair elétrons numa molécula. Portanto, se dois átomos com a mesma eletronegatividade se ligarem, a distribuição de carga elétrica na ligação será simétrica (homogênea), como ocorre nas moléculas diatômicas homonucleares, como H₂, O₂ e Cl₂. Por outro lado, quando átomos com eletronegatividades diferentes se combinam, a nuvem eletrônica da ligação é polarizada (deslocada) no sentido do elemento mais eletronegativo. Por exemplo: na molécula de cloreto de hidrogênio (HCl), o átomo de cloro (mais eletronegativo) atrai densidade eletrônica da ligação, levando à formação de um dipolo elétrico. A ligação química no HCl é covalente polar.

O primeiro cientista a sugerir uma escala de eletronegatividade foi Linus Pauling em 1932; ele propôs o valor de 4,0 para a eletronegatividade do flúor (mais eletronegativo) e o valor de 0,4 para a eletronegatividade do frâncio – o menos eletronegativo. Os demais elementos exibem, por conseguinte, valores intermediários de eletronegatividade. Veja na Figura 1 alguns valores de eletronegatividade sugeridos por Pauling. Foram desenvolvidas outras escalas de eletronegatividade mais elaboradas. No entanto, para uma abordagem inicial, a proposta de Pauling é extremamente eficiente. Clique aqui para ler mais sobre outras escalas de eletronegatividade.

Eletronegatividade não é uma propriedade restrita aos elementos químicos; é possível também encontrar valores tabelados de eletronegatividade para grupos de átomos (X_G), como CH₃ (X_G = 2,34), CF₃ (X_G = 3,3), NH₂ (X_G = 1,7 - 3,4 ) e OH (X_G = 2,3 - 3,9).

Figura 1. Escala de eletronegatividade de Pauling.

A diferença de eletronegatividade (Δx) entre dois átomos ligados pode ser usada para estimar a natureza polar da ligação química, assim como seu caráter iônico. Você viu na aula passada que, quanto maior a diferença de eletronegatividade de Pauling, mais polar é a ligação entre os átomos e maior é a porcentagem de caráter iônico da ligação. Ligações homonucleares (entre átomos iguais) são apolares e ligações heteronucleares (entre átomos diferentes) são polares. O grau de polarização pode ser qualitativamente analisado pela diferença de eletronegatividade entre os elementos.

É possível afirmar que, se essa diferença for maior ou igual a 2,0, a ligação é predominantemente iônica (grau máximo de polarização do par da ligação). Se a Δx for menor ou igual a 1,0, seguramente a ligação é covalente polar. Valores de Δx entre 2,0 e 1,0 por si só não são suficientes na determinação da natureza polar das ligações químicas. Nesses casos, é necessário lançar mão de alguma propriedade química ou física que sinalize a natureza iônica ou não da ligação. A tabela a seguir ilustra três situações distintas. Uma maneira de se verificar a predominância ou não de ligação iônica numa substância é medindo sua condutividade elétrica no estado sólido e, depois, em solução aquosa. A ausência de condutividade elétrica no sólido e uma alta condutividade em solução são características de substâncias com predominância de ligação iônica.

Fórmula molecular

Representação gráfica

Δx

Natureza polar da ligação

Cl₂

Cl-Cl

0,0

covalente apolar

HCl

1,0

covalente polar

KCl

K⁺ Cl^-

2,4

Iônica

ATIVIDADE I

1) Calcule a diferença de eletronegatividade (Δx) entre os elementos ligados e estime, se possível, a natureza polar (iônica ou covalente polar) da ligação química.

O-F
S-F
P-O
P-Cl
Na-H
Mg-Cl
C-S
Be-Cl

2. Polaridade de moléculas

Após analisar o caráter polar (ou iônico) de uma ligação química, você vai estudar nesta seção como julgar a polaridade de uma molécula poliatômica a partir do sentido dos vetores momento de dipolo de cada ligação covalente polar.

Considere que o vetor momento de dipolo () represente a polaridade de uma ligação química. É importante chamar sua atenção para o fato de que a polaridade de uma ligação ou molécula não pode ser medida; apenas o momento de dipolo é mensurável. Como uma entidade vetorial, é caracterizado pelo seu módulo (seu tamanho), direção e sentido (o lado para onde o vetor aponta).

Moléculas diatômicas heteronucleares são moléculas polares, uma vez que possuem não nulo. Já as moléculas diatômicas homonucleares são apolares, pois exibem = 0. Espécies poliatômicas podem ou não ser polares. A polaridade de moléculas tri e poliatômicas depende da soma vetorial dos vetores individuais (de cada ligação). Essa soma vetorial só pode ser feita após a determinação da geometria molecular.

As moléculas CO₂ (geometria linear), BF₃ (geometria triangular ou trigonal plana) e CCl₄ (geometria tetraédrica) são apolares, embora sejam constituídas de ligações covalentes polares. Veja a Figura 2, a seguir. Nessas moléculas, os momentos de dipolo individuais são cancelados mutuamente em virtude das geometrias moleculares, fazendo com que o vetor momento de dipolo resultante, , tenha módulo igual a zero. Uma molécula apolar é caracterizada por .

Figura 2. Moléculas apolares:

Curiosamente, por causa das geometrias moleculares, muitos ânions poliatômicos (moléculas com carga negativa) são apolares, apesar de formarem compostos iônicos com cátions, como: NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3- etc.

Nas moléculas de H₂O, NF₃ e CHCl₃ (clorofórmio), por exemplo, os momentos de dipolo das ligações não se anulam, e as moléculas são ditas polares, já que (momento de dipolo resultante é diferente de zero) (Figura 3).

Figura 3. Moléculas polares: .

A Tabela 1 mostra alguns valores de momentos de dipolo moleculares obtidos experimentalmente.

**Tabela 1**. Momentos de dipolo experimentais.
Molécula	µ(D)
NO	0,07
HF	1,92
HCl	1,08
HBr	0,78
HI	0,38
H₂O	1,87
NH₃ (amônia)	1,47
metanol (CH₃OH)	1,70
etanol (C₂H₅OH)	1,69
NF₃	0,22
PCl₃	0,78
H₂S	1,10
SO₂	1,60
CH₄	0,0
tolueno (C₇H₈)	0,36
Fonte: http://pages.towson.edu/debye/chem110/handouts/110_molecular_dipole_moments.html

3. Introdução à teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV)

Nas moléculas, é possível distinguir dois tipos de pares de elétrons:

	*Pares ligados (ou ligantes)*: pares compartilhados nas ligações;
	*Pares isolados (ou não-ligantes)*: pares não compartilhados.

A molécula da água exibe dois pares ligados e dois isolados ao redor do átomo central (oxigênio).

Na formação das moléculas, os pares eletrônicos ligantes e não ligantes vão se arranjando espacialmente de maneira a minimizar as repulsões entre si. Dessa forma, a geometria molecular é moldada em função da minimização da repulsão entre os pares eletrônicos. O modelo que preconiza esse comportamento é conhecido como teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV) ou VSEPR, em inglês (valence-shell electron-pair repulsion).

O modelo RPECV considera que os pares ligados e isolados não se repelem entre si com a mesma intensidade. Segundo o modelo RPECV, pares isolados ocupam mais espaço que pares ligados, provocando maiores distorções nas geometrias. Considere a ordem crescente de intensidade de repulsão eletrônica a seguir.

O uso da teoria RPECV na estimativa da geometria das mais variadas moléculas é o tema da próxima aula.

ATIVIDADE II

1) Desenhe as estruturas de Lewis para as moléculas a seguir e determine quantos pares ligados e quantos pares isolados existem ao redor do átomo central.

NH₃
CH₄
BrF₃
XeF₂
SF₄

Este site foi atualizado em 04/03/19