Módulo II

A visão “clássica” da ligação covalente

Aula 5: Geometria e polaridade de moléculas (parte II)

Objetivos

Determinar geometrias moleculares a partir de estruturas de Lewis.
Determinar a polaridade de moléculas de elementos representativos.
Estabelecer qualitativamente a estrutura química de moléculas.

1. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV)

O modelo RPECV foi introduzido por Gillespie e Nyholm na década de 1950, com o intuito de auxiliar a previsão de geometrias moleculares a partir de estruturas de Lewis. O modelo RPECV é uma ferramenta extremamente poderosa na determinação de estruturas de moléculas de elementos representativos. As estimativas de geometria providenciadas pela teoria RPECV têm sido confirmadas por dados experimentais.

De acordo com o modelo RPECV, apenas a repulsão entre pares isolados (p.i.) e pares ligados (p.l.) ao redor do átomo central são relevantes na determinação das geometrias. Pode ser estabelecida a seguinte ordem crescente de influência na determinação de geometrias:

repulsão p.l-p.l. < p.l.-p.i. < p.i.-p.i.

Na molécula de amônia (NH₃), a geometria é piramidal triangular (Figura 1). Se o par isolado tivesse a mesma influência que os pares ligados (as três ligações N-H), o ângulo de ligação Ð HNH se assemelharia ao ângulo interno de um tetraedro regular: 109,5^º. Entretanto, o ângulo Ð HNH = 107º.

Figura 1. Molécula da amônia.Ð HNH = 107º (LP significa par isolado).

O parâmetro geométrico mais importante no estudo das geometrias moleculares é o ângulo de ligação. O ângulo de ligação (simbolizado por Ð ) é definido por três átomos.

Fique ligado: todas as moléculas diatômicas são lineares.

Como usar a teoria RPECV?

Para utilizar a teoria RPECV, basta seguir o procedimento a seguir:

Desenhar a estrutura de Lewis para a molécula em estudo, de acordo com o procedimento geral estabelecido na Aula 2. Se a molécula for um híbrido de ressonância, basta utilizar uma das formas contribuintes na atribuição da geometria. As formas canônicas de um híbrido de ressonância têm a mesma geometria molecular.
Contar o número de pares de elétrons estereoativos (pares de elétrons isolados e ligados) ao redor do átomo central. Vale ressaltar que, para uma ligação simples, dupla ou tripla, considera-se apenas um par estereoativo na contagem. Assim, por exemplo, no CO₂ para cada ligação dupla C=O conta-se apenas um par estereoativo ligado.
Escolher uma figura geométrica que corresponda à mínima repulsão entre os pares eletrônicos ao redor do átomo central, conforme a Tabela 1.

Tabela 1. Geometrias moleculares pela teoria RPECV.
Pares estereoativos	Pares isolados					Exemplos
Pares estereoativos	0	1	2	3	4	Exemplos
2	LINEAR					CO₂, BeCl₂, N₂O.
3	TRIANGULAR	TIPO “V”				Triangular: BF₃, NO₃^-, CO₃^2-, SO₃. Tipo “V”: NO₂^-, SO₂.
4	TETRAÉDRICA	PIRÂMIDAL TRIANGULAR	ANGULAR			Tetraédrica: CH₄, SO₄^2-, PO₄^3-, NH₄⁺. Piramidal: NH₃, H₃O⁺, SO₃^2-. Angular: H₂O, ClO₂^-.
5	BIPIRAMIDAL TRIGONAL	TIPO “GANGORRA”	TIPO “T”	LINEAR		Bipiramidal: PCl₅, SbCl₅. Gangorra: SF₄, TeCl₄. Tipo “T”: BrF₃, ClF₃. Linear: I₃^-, XeF₂.
6	OCTAÉDRICA	PIRAMIDAL DE BASE QUADRADA	QUADRÁTICA	TIPO “T”	LINEAR	Octaédrica: SF₆, SiF₆^2-, IOF₅. Piramidal: BrF₅. Quadrática: BrF₄^-, XeF₄.

A Tabela 2 lista valores de ângulos de ligação experimentais obtidos para diversas moléculas simples. A polaridade das moléculas também é dicutida nessa tabela. Não se esqueça que, para , a molécula é dita apolar; para , a molécula é polar.

Tabela 2. Ângulos de ligação (em graus) e polaridade.
Molécula	Geometria	Ângulos de ligação	Polaridade
BeCl₂	linear	Ð Cl - Be - Cl = 180º	apolar
NO₂⁺	linear	Ð O - N - O = 180º	apolar
NO₃^-	triangular	Ð O - N - O = 120º	apolar
H₂C=O	triangular “distorcida”	Ð H - C - H = 116,5º Ð H - C - O = 123,5º	polar
NO₂^-	tipo “V”	Ð O - N - O = 115º	polar
SO₄^2-	tetraédrica	Ð O - S - O = 109,5º	apolar
CCl₄	tetraédrica	Ð Cl - C - Cl = 109,5º	apolar
CHCl₃	tetraédrica “distorcida”	Ð Cl - C - Cl = 113,3º Ð Cl - C - H = 105,7º	polar
NH₃	piramidal triangular	Ð H - N - H = 107,2º	polar
NF₃	piramidal triangular	Ð F - N - F = 102,3º	polar
H₂O	angular	Ð H - O - H = 104,5º	polar
H₂S	angular	Ð H - S - H = 92,1 º	polar
SF₄	tipo “gangorra”	Ð F - S - F = 175º Ð F - S - F = 120	polar
Fonte: B. Douglas et al., Concepts and Models of inorganic Chemistry, 3ª ed., 1994, pág. 81.

Sugestão: desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das moléculas mostradas na Tabela 2 e tente chegar às mesmas conclusões acerca das polaridades.

Ligue-se:

Recurso didático: construindo modelos

Para facilitar a compreensão dos arranjos geométricos das moléculas por seus alunos, você pode utilizar modelos feitos com materiais simples e acessíveis. Dê uma olhada na sugestão a seguir.

Material:

	Três pedaços de linha de pesca grossa.
	4 ovos de plástico (embalagem de Kinder ovo, Nestlé-Magic etc.).

Procedimento:

Faça um orifício em cada ponta de todos ovos plásticos.

Transpasse um pedaço de linha pelo interior de um ovo e prenda-o, fazendo um nó numa das pontas da linha.

Repita a operação com mais outros dois ovos.

Pegue as três pontas das linhas que estão livres e passe através do quarto ovo.

Segurando o quarto ovo, puxe uma das linhas com a outra mão. Os ovos se repelem, assumindo a geometria linear.

Puxando duas linhas, o grupo assume a geometria triangular plana.

Ao puxar as três linhas, os ovos assumem uma geometria tetraédrica.

Os pares de elétrons não compartilhados são representados retirando-se a tampa do ovo.

Agora ficará mais fácil estudar o modelo RPECV para prever geometrias moleculares e, conseqüentemente, as polaridades das moléculas!

Existem outras maneiras de mostrar modelos moleculares. Podem ser usadas bexigas ou bolas de isopor (átomos) com palito de madeira (ligações), entre outras. Crie a sua e torne o aprendizado da Química uma diversão para os seus alunos.

ATIVIDADE I

1. Faça a previsão da geometria das moléculas a seguir e estime sua polaridade considerando a soma vetorial dos momentos de dipolo individuais. Dica: use a escala de eletronegatividade de Pauling para determinar o sentido do vetor momento de dipolo de cada ligação.

N₃^- (ânion azida)
CS₂
ClO₃^-
SO₂
OF₂
BF₄^-