Breve resumo sobre polaridade, geometria molecular e ligações intermoleculares

1. PRÉ-UNIVERSITÁRIO SAMORA MACHEL
Profª Alda Ernestina
Geometria molecular
A geometria molecular refere-se ao arranjo tridimensional dos átomos em uma molécula, ou seja, retrata a
forma da molécula. Para entendermos a maneira pela qual os átomos em uma molécula se arranjam no espaço é
necessário considerar a teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência, que diz que: ao
redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e os não ligantes se repelem entre si e se afastam ao
máximo uns dos outros. Toda vez que o átomo central apresentar elétrons não ligantes a geometria da molécula
será diferente da geometria prevista. Como exemplo temos a molécula de água (H2O) caso não houvesse
elétrons não ligantes no átomo central (O) a geometria prevista seria a linear. Entretanto, a repulsão entre os
dois pares de elétrons não ligantes no oxigênio faz com que a molécula de água apresente geometria angular.
Podemos dizer então que a geometria molecular depende de dois fatores principais: a quantidade de átomos na
molécula e a presença de pares de elétrons não ligantes. Desta forma, as seguintes geometrias são esperadas:
moléculas com 2 átomos - a geometria de uma molécula com apenas 2 átomos será sempre LINEAR.
Apresentando um ângulo de ligação de 180°. Ex: HF, H2, HCl, O2, H2.
moléculas com 3 átomos - a geometria de moléculas que apresentam 3 átomos pode ser:
LINEAR - se o átomo central NÃO apresentar par de elétrons não ligantes, não havendo então repulsão. Ex:
BeH2, CO2, HCN.
ANGULAR - se o átomo central apresentar par de elétrons não ligantes, desta forma haverá repulsão e o
ângulo de ligação diminuirá. Ex: H2O, SO2, O3.
moléculas com 4 átomos - moléculas com 4 átomos podem apresentar geometria:
TRIGONAL PLANA - se o átomo central NÃO apresentar par de elétrons não ligantes, não havendo então
repulsão e o ângulo de ligação será de 120°. Ex: BH3, SO3, BF3.
TRIGONAL PIRAMIDAL - se o átomo central apresentar par de elétrons não ligantes. Nesse haverá
repulsão, alterando a geometria da molécula. Ex: NH3, PCl3, PH3.
molécula com 5 átomos - uma molécula com 5 átomos apresenta geometria TETRAÉDRICA com ângulos de
ligação de 104.5°. Ex: CH4, CCl4, CHCl3. Compostos orgânicos que apresentam apenas ligações simples têm
geometria tetraédrica.
moléculas com 6 átomos - apresenta geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL, conhecida também como
gangorra. Ex: PCl5.
moléculas com 7 átomos - apresenta geometria OCTAÉDRICA. Ex: SF6, OF6.
Polaridade das ligações covalentes
A eletronegatividade retrata a capacidade de um átomo em atrair para si os elétrons que ele compartilha com
outro átomo em uma ligação covalente. Quanto mais eletronegativo é um elemento, maior é a força com que ele
"puxa" para si os elétrons compartilhados. Toda vez que elementos diferentes compartilham elétrons, por um
puxar mais que o outro a ligação torna-se polarizada, ou seja, surge pólos, do lado do elementos mais
eletronegativo surge um pólo negativo (δ-
) devido à maior concentração de elétrons nesta região; ao contrário,
do lado do elemento menos eletronegativo surge um pólo positivo (δ+
) devido ao afastamento dos elétrons que
estavam ali.
A polaridade de uma ligação é expressa pela diferença de eletronegatividade (∆) entre os átomos ligados, e de
acordo com seu valor podemos classificar as ligações em:
ligação covalente apolar - apresenta ∆ = 0; ocorre quando dois átomos iguais se ligam. Ex: H2, Cl2, O2, F2.
ligação covalente polar - apresenta ∆ ≠ 0; ocorre quando dois átomos diferentes se ligam. Neste caso a ligação
sofre polarização pois os átomos apresentam eletronegatividade diferentes. Ex: HCl, H2O, H2S, CO2, CCl4.
ligação iônica - ocorre quando ∆ > 1.7, ou seja, quando metais e ametais se ligam.
Polaridade das moléculas
As moléculas também apresentam polaridade, que depende do tipo de ligação química (polar ou apolar) e da
geometria molecular.
Moléculas apolares - quando todas as ligações entre os átomos forem apolares. Ex: H2, Cl2, O2. Ou quando
a soma dos momentos dipolares for igual a zero. Ex: CO2, BeH2 e BF3, que apesar de apresentarem ligações
polares, devido à geometria molecular são apolares, pois os vetores se anulam.
Moléculas polares - apresentam momento dipolar diferente de zero, ou seja, os vetores não se anulam. Ex: HF,
H2O, NH3, CHCl3.

2. Forças intermoleculares
Como vimos anteriormente as ligações químicas são de dois tipos principais: interatômicas (que ocorrem entre
os átomos) e intermolecular (que ocorrem entre as moléculas dos compostos covalentes). As ligações
intermoleculares também conhecidas por forças intermoleculares, são responsáveis por manter as moléculas
unidas e determinam importantes propriedades dos compostos covalentes, como temperaturas de fusão e
ebulição e solubilidade.
Para que um composto covalente mude de estado físico é necessário que suas forças intermoleculares
sejam rompidas, isso explica por exemplo o fato do éter evaporar mais rapidamente que a água. As forças
intermoleculares que ocorrem no éter são muito mais fracas que as que ocorrem na água, desta forma dizemos
que o éter é mais volátil (evapora mais rapidamente) que a água. As forças intermoleculares são classificadas
em três tipos diferentes:
1) Forças de London ou de Van der Walls (dipolo instantâneo-dipolo induzido) - é a força que mantém
unidas moléculas apolares. São forças muito fracas, pois resultam da interação entre moléculas
momentaneamente polarizadas. Substâncias apolares que apresentam moléculas unidas por forças de London
apresentam baixos pontos de ebulição (são voláteis) e em muitas das vezes ocorrem como gases. Ex: H2, O2,
N2, CO2, CH4, Cl2.
2) Forças dipolo-dipolo (dipolo permanente) - ocorre entre moléculas polares. O pólo negativo de uma
molécula atrai o pólo positivo da molécula vizinha, de forma que mantém-se um dipolo permanente. Esse tipo
de força é cerca de 10 vezes mais forte que as forças de London, e por esse motivo, substâncias cujas moléculas
são unidas por forças dipolo-dipolo apresentam pontos de ebulição mais elevados. Ex: HCl, HBr, H2S, CO,
CHCl3, SO3.
3) Ligações por pontes de hidrogênio - tipo especial de ligação dipolo-dipolo permanente que ocorre entre
moléculas que apresentam átomo de HIDROGÊNIO ligados à átomos muito eletronegativos como: FLÚOR,
OXIGÊNIO e NITROGÊNIO. É o tipo de força intermolecular mais forte que há e ocorre entre moléculas
polares como: HF, NH3, H2O.
Forças intermoleculares e ponto de ebulição
Para que uma substância entre em ebulição é necessário que as forças intermoleculares sejam rompidas. Dois
fatores interferem no ponto de ebulição das substâncias covalentes:
1) Tipo de força intermolecular - quanto mais forte a interação, maior será o ponto de ebulição da substância.
Ex: H2 (forças de London) apresenta ponto de ebulição = -258.8 °C; HCl (dipolo-dipolo) apresenta ponto de
ebulição = 50.5 °C; H2O (ponte de hidrogênio) apresenta ponto de ebulição = 100°C.
2) Tamanho da molécula - em moléculas com o mesmo tipo de interação quanto maior o tamanho da
molécula, maior será o ponto de ebulição.
EX: CH4, CH3CH3 e CH3CH2CH3 são moléculas orgânicas que apresentam o mesmo tipo de força
intermolecular, forças de Van der Walls. Entretanto, CH3CH2CH3 apresenta o maior ponto de ebulição pois é
o que tem a maior cadeia (maior molécula) de átomos de carbono, por sua vez CH4 é o mais volátil.
Forças intermoleculares e solubilidade
O tipo de força intermolecular também influencia na solubilidade das substâncias covalentes, que geralmente
obedece à regra do "semelhante dissolve semelhante".
Substância polar tende a se dissolver em outra substância polar, enquanto uma substância apolar tende a se
dissolver em outra substância apolar. Se ambas substâncias apresentarem o mesmo tipo de força intermolecular,
provavelmente serão solúveis entre si. Ex: o etanol (CH3CH2OH) é solúvel em água pois é capaz de fazer
ligações de hidrogênio com as moléculas de água. Enquanto, o óleo que apresenta forças de Van der Walls é
incapaz de fazer ligações de hidrogênio. Para compostos orgânicos, vale à regra: quanto maior a cadeia
carbônica (maior a quantidade de átomos de carbono) menor a solubilidade em água.