Aula 8 - Polaridade _1

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Profª. Adriane de Medeiros Ferreira

Duas condições são essenciais para a determinação da estrutura de Lewis e da geometria das moléculas ou de íons:

1 A estrutura deve ter o maior número possível de ligações entre os átomos. 2 Todos os pares de elétrons de valência (compartilhados ou não) devem permanecer o mais distantes uns dos outros, para que as repulsões entre eles sejam mínimas. A distância máxima entre os elétrons ao redor do átomo central é sustentada pela teoria da repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)*. * Valence shell electron pair repulsion.

Existe uma sequencia prática que funciona bem e que permite determinar a estrutura de Lewis das moléculas e dos íons moleculares.

Exemplo: NH3

Exemplo: NH3 1º: Determinar o número de elétrons de valência: N (Z = 7) / CV = 5 é H (Z = 1) / CV = 1 é 2º Número total de elétrons: 5 + 3 = 8 é de valência

3º Quatro pares de elétrons. 4º O N é o átomo central.

5º Como o H pode acomodar somente um par de elétrons, temos: Cada H acomoda um par de elétrons, sendo que o N acomoda o quarto par não compartilhado (não-ligante).

Determine a estrutura de Lewis as seguintes espécies:

a) H2O; b) CH4;

c) BI3; d) CH2O

Forma como os átomos numa molécula se orientam no espaço. A geometria de uma molécula pode afectar as propriedades físicas e químicas, como o ponto de fusão, ebulição, densidade, etc.

Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela minimização das repulsões entre os pares de electrões da camada de valência.

N.º de pares de é Distribuição mais na camada de Pares não ligantes favorável para os Geometria valência como os átomos numa pares de é Forma molécula se

orientam no espaço. A geometria 180º 2 0 Linear B A de B uma A molécula pode afectar as propriedades físicas e B 3 0 Triangular Plana químicas, como o ponto de fusão,A ebulição, 3 1 Angular B B densidade, etc. B 120º

120º

A

120º

4

0

A

4

1

A

B

B

Exemplos CO2, BeCl2, CS2, HgCl2 BF3, BCl3, AlCl3 SO2, SnCl2, PbCl2

Tetraédrica

CH4, CCl4, SiF4

Pirâmide Trigonal

NH3, NF3, PH3

Angular

H2O, H2S, OF2

B

4

2

~ 109º

A

Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de B Bipirâmide Valência: a geometria de uma molécula é determinada PCl5, pela B SbCl5 5 0 trigonal B A minimização das repulsões entre osB pares de electrões da B camada de valência. SF6, SeF6 B

B

A

6

0

B A

6

2

B

B A

B

Octraédrica

Quadrangular Planar

XeF4

Primeiro, vamos falar das polaridades da ligação: - Quando a ligação é formada por dois átomos iguais, com a mesma capacidade de atração (mesma eletronegatividade), os elétrons são igualmente compartilhados, trata-se de uma ligação APOLAR.

- Quando a ligação é formada por dois átomos diferentes, com poderes de atração diferentes (apresentam eletronegatividades diferentes), os elétrons não são igualmente compartilhados, trata-se de uma ligação POLAR.

Primeiro, vamos falar das polaridades da ligação:

- Na molécula de ácido clorídrico (HCl), o hidrogênio compartilha um par de elétrons com o cloro. Este, por ser mais eletronegativo do que o hidrogênio, atrai mais fortemente os elétrons e fica com uma densidade eletrônica negativa ( )enquanto que o hidrogênio fica mais deficiente de elétrons, com uma densidade eletrônica positiva ( ).

Primeiro, vamos falar das polaridades da ligação: RESUMINDO .... -Se não existir diferença na eletronegatividade entre os átomos formadores da ligação ligação covalente NÃO-POLAR (Apolar) - Se existir uma diferença intermediária na eletronegatividade entre os átomos formadores da ligação - ligação covalente POLAR - Se uma diferença grande na eletronegatividade entre os átomos formadores da ligação - ligação Iônica

O fato de as moléculas apresentarem ligações polares faz com que estas também possam ser polares.

Porém, nem toda molécula que apresenta ligações polares é polar, pois é possível que haja uma compensação de cargas e de forma geral, elas se anulem, fazendo com que a molécula seja apolar.

Moléculas Diatômicas Substâncias diatômicas simples = APOLAR

Substâncias diatômicas composta = POLAR

* Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, mais polar será a molécula (MAIOR MOMENTO DIPOLO)

Moléculas Triatômicas

* A geometria passa a ser fundamental na determinação de sua polaridade. Moléculas triatômicas lineares APOLARES

POLARES

Se os dois átomos ligados ao átomo central forem iguais.

Se os dois átomos ligados ao átomo central forem diferentes.

Moléculas Triatômicas (OU COM MAIS ÁTOMOS)

* A geometria passa a ser fundamental na determinação de sua polaridade. Moléculas triatômicas Angulares

POLARES Se os dois átomos ligados ao átomo central forem diferentes.

Outras Moléculas

* A geometria passa a ser fundamental na determinação de sua polaridade. Se todos os deslocamentos de carga eletrônica se compensem e o somatório seja nulo, o momento dipolo da molécula será zero (μ = 0) (APOLAR)