Prof.: Guilherme Turma: TR. Tema da aula: Aulas 13 Geometria molecular e polaridade. Geometria molecular

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1 Disciplina: Química Prof.: Guilherme Turma: TR 19/ 05/2016 Tema da aula: Aulas 13 Geometria molecular e polaridade Geometria molecular - Nas aulas sobre ligações químicas, vimos que as moléculas são formadas por átomos unidos através de ligações covalentes, que envolvem o compartilhamento de elétrons. - A disposição espacial desses átomos irá determinar diferentes formas geométricas para as moléculas. Essa forma geométrica é o que chamamos de geometria molecular. - Assim, toda molécula formada por dois átomos (diatômicas) será sempre linear, pois seus átomos estarão obrigatoriamente alinhados. Exemplos de moléculas que possuem geometria linear são o H 2 (gás hidrogênio) e o ácido clorídrico (HCl). Moléculas diatômicas: possuem geometria linear. - Um dos modos mais utilizados para realizar a determinação da geometria molecular é a teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV). - Esse modelo considera as ligações covalentes que o átomo central realiza com os demais átomos como uma nuvem eletrônica. Cada par de elétrons não-ligantes, ou seja, os elétrons do átomo central que não estão envolvidos em nenhuma ligação, também forma uma nuvem eletrônica. As nuvens eletrônicas repelem-se, pois são formadas de elétrons que possuem carga negativa (cargas iguais repelem-se). Desse modo, os átomos afastam-se e é definida a geometria da molécula. - Uma analogia bastante simples para visualizar a repulsão entre as nuvens eletrônicas é considerar cada nuvem como se fosse um balão: - Uma outra analogia simples que pode ser feita para se entender a repulsão que existe entre as nuvens eletrônicas é imaginar dois ou mais balões amarrados e que o nó no centro representa o átomo central. Ao fazer isso, você perceberá que os balões se afastarão o máximo possível, porque é como se um empurrasse o outro. O mesmo ocorre com as nuvens eletrônicas dos átomos, que os afastam para que adquiram a disposição espacial mais estável.

2 Para determinar a geometria de uma molécula, basta seguir os seguintes passos: - Escreva a fórmula eletrônica de Lewis, na qual são escritos os símbolos dos elementos químicos e os elétrons da camada de valência ao seu redor e determine qual é o átomo central. Os pares de elétrons compartilhados (ou ligantes) e o par de elétrons não-ligantes devem ficar o mais distante possível uns dos outros; - Verifique quantas nuvens eletrônicas a molécula possui e, com isso, qual é a geometria da molécula. - Como já mostrado anteriormente, toda molécula diatômica é linear e possui um ângulo de 180º. - A geometria linear também ocorre no caso de moléculas que possuem três átomos e que o átomo central possui todos os seus elétrons compartilhados. É o caso do CS 2 e CO 2, por exemplo. Estrutura de Lewis para o CS 2 - Geometria angular: moléculas que possuem três átomos e um ou dois pares de elétrons não-ligantes. A água é um exemplo de molécula que possui geometria angular porque o átomo central (oxigênio) tem dois pares de elétrons não ligantes, conforme mostrado a seguir: - Geometria trigonal plana: Ocorre em moléculas formadas por quatro átomos, em que o átomo central compartilha todos os seus elétrons de valência. Exemplo: BF 3, H 2CO.

3 - Geometria piramidal (ou pirâmide trigonal): Ocorre no caso de moléculas formadas por quatro átomos, em que o átomo central possui um par de elétrons não-ligantes. Exemplo: amônia (NH 3). - Geometria tetraédrica: Ocorre no caso de moléculas formadas por cinco átomos, em que um átomo é o central. Exemplo: metano (CH 4). - Existem outros tipos de geometria molecular, porém, menos comuns de serem encontradas, pois geralmente, envolvem moléculas cujo átomo central foge à regra do octeto. Essas geometrias estão resumidas na tabela a seguir. Molécula Estrutura de Lewis Tipo de geometria PCl 5 (P se estabiliza com 10 e-) Bipiramidal Trigonal SF 6 (S se estabiliza com 12 e-) Octaédrica

4 Polaridade das ligações - A polaridade de uma ligação pode ser descrita como a diferença de eletronegatividade entre os átomos conectados por ligação química. Assim, se essa diferença for maior que zero, a ligação pode ser classificada como polar. - Nas aulas de ligações químicas vimos que os compostos iônicos são formados por átomos de elementos químicos que possuem tendências opostas. Enquanto um possui grande tendência de perder elétrons e formar um cátion, o outro tende a receber elétrons e formar um ânion. - Também vimos que os metais é que possuem a tendência de formar cátions e os não-metais de formar ânions. Logo, a ligação iônica ocorre entre um metal e um não-metal. - Os metais são elementos químicos que possuem baixa eletronegatividade, por isso tendem a perder elétrons e formar os cátions. O oposto é verdadeiro para os não-metais. - Assim, podemos concluir que toda ligação iônica é polar, pois envolve átomos que possuem considerável diferença de eletronegatividade. Toda ligação iônica é uma ligação polar - Nas moléculas (substâncias formadas por compartilhamento de elétrons entre os átomos), a ligação covalente pode ser polar ou apolar. - Quando a ligação covalente ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade, a ligação é classificada como ligação covalente apolar. Exemplos são as moléculas diatômicas formadas por átomos de um mesmo elemento, como o H 2, O 2, Cl 2, etc. Moléculas diatômicas formadas por átomos do mesmo elemento: ligação covalente apolar. - A ligação covalente entre átomos de eletronegatividade diferente é classificada como ligação covalente polar. Ligação covalente polar: entre átomos que possuem diferença de eletronegatividade - Nesses casos, ocorre o acúmulo de carga negativa (representado por - ) em torno do átomo mais eletronegativo, aumentando a sua nuvem eletrônica em relação ao átomo menos eletronegativo. Exemplo de uma molécula que é formada por ligação covalente polar é a do ácido clorídrico (HCl). - A polaridade de uma ligação é caracterizada quantitativamente por uma grandeza chamada momento de dipolo (representado pela letra µ), que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo. - Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, mais polar será a ligação. Assim, tem-se a seguinte ordem crescente de polaridade das ligações:

5 ligação covalente apolar ligação covalente polar ligação iônica polaridade crescente Polaridade das moléculas - Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor momento de dipolo resultante ( ), isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula. - Para se determinar o vetor e decidir se a molécula é polar ou apolar, deve-se considerar dois fatores: 1) a escala de eletronegatividade, que nos permite determinar a orientação dos vetores de cada ligação polar; 2) a geometria da molécula, que nos permite determinar a disposição espacial desses vetores.

6 Disciplina: Química Prof.: Guilherme Turma: TR 19/ 05/2016 Tema da lista de exercício: Lista Aula 13 Geometria molecular e polaridade 1) Para as seguintes moléculas, indique a geometria, a polaridade e, em seguida, indique quais se dissolvem em água e formam uma mistura homogênea: CS2, SiO2, CH3Cl, H2S, PH3. 2) (Mackenzie-SP) A molécula apolar que apresenta ligações polares é: a) HCI b) H2O c) CO2 d) NH3 e) H2 3) (UNIP) Determine a geometria das seguintes moléculas: c) O composto formado entre um metal alcalino (grupo IA) e um halogênio (grupo 7A) é covalente. d) A substância de fórmula Br2 é apolar. e) A substância de fórmula Cal2 é iônica. 8) (UFPE) A respeito das moléculas de dissulfeto de carbono (CS2) e gás sulfídrico (H2S), julgue em verdadeiro ou falso as seguintes afirmações: I - CS2 é linear. II - CS2 é polar. III - H2S é polar. IV - H2S tem geometria angular similar ao H2O. V - CS2 tem a mesma geometria que o CO2. 4) Com base nos seus conhecimentos em geometria molecular, explique porque o OF2 é uma molécula polar e o BeF2, apolar. Nota: O Be é uma exceção à regra do octeto e se estabiliza com 4 elétrons na camada de valência. 9) (UFPI) Indique a geometria do composto cloreto de antimônio (SbCl3), um sólido incolor, conhecido como manteiga de antimônio e usado como retardador de chama. (Dada a família Sb: 5A). 10) (Vunesp-SP) Indique a geometria das substâncias PH3 e BF4 -. 5) (Fuvest-SP) Considere as moléculas de HF, HCl, H2O, H2, O2 e CH4. a) Classifique essas moléculas em dois grupos: polares e apolares. b) Qual a propriedade referente ao átomo e qual a referente à molécula em que se baseou para classificá-las? 6) (Fuvest-SP) O carbono e o silício pertencem à mesma família da tabela periódica. a) Qual o tipo de ligação e a geometria existente no composto SiH4? b) Embora a eletronegatividade do silício seja 1,7 e a do hidrogênio 2,1, a molécula do SiH4 é apolar. Por quê? 7) (Vunesp-SP) Dentre as alternativas a seguir, indique a que contém a afirmação incorreta: a) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre dois átomos. b) O composto covalente HCl é polar, devido à diferença de eletronegatividade existente entre os átomos de hidrogênio e cloro. (Dadas as famílias B: IIIA; F: VIIA; P: VA) 11) (UNICAMP) A ureia (CH4N2O) é o produto mais importante de excreção do nitrogênio pelo organismo humano. Na molécula da ureia, formada por oito átomos, o carbono apresenta duas ligações simples e uma dupla, o oxigênio, uma ligação dupla, cada átomo de nitrogênio, três ligações simples, e cada átomo de hidrogênio, uma ligação simples. Átomos iguais não se ligam entre si. Baseando-se nestas informações, escreva a fórmula estrutural da ureia, representando ligações simples por um traço (-) e ligações duplas por dois traços (=). Decida se a ureia é solúvel ou não em água. 12) (Fuvest - SP) A figura mostra modelos de algumas moléculas com ligações covalentes entre seus átomos:

7 compostos AD, CB, CA e DD. Os tipos de ligações formadas são, nessa ordem: Analise a polaridade dessas moléculas, sabendo que tal propriedade depende da diferença de eletronegatividade entre os átomos que estão diretamente ligados. (Nas moléculas apresentadas, átomos de elementos diferentes têm eletronegatividades diferentes.) forma geométrica das moléculas. Dentre essas moléculas, pode-se afirmar que são polares apenas: a) A e B b) A e C c) A, C e D d) B, C e D e) C e D 13) (ITA-SP) Assinale a opção que contém, respectivamente, a geometria das moléculas NH3 e SiCl4 no estado gasoso: a) Plana; plana. b) Piramidal; plana. c) Plana; tetragonal. d) Piramidal; piramidal. e) Piramidal; tetragonal. 14) (IME-RJ) Os compostos FeO, NO, F2, NaCl e HCl apresentam, respectivamente, os seguintes tipos de ligações: a) iônica, covalente apolar, metálica, iônica e covalente polar. b) covalente polar, covalente polar, covalente apolar, iônica e molecular. c) metálica, iônica, covalente pura, molecular e iônica. d) iônica, covalente polar, covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente apolar, covalente apolar, iônica e iônica. 15) (UFF RJ) A capacidade que um átomo tem de atrair elétrons de outro átomo, quando os dois formam uma ligação química, é denominada eletronegatividade. Esta é uma das propriedades químicas consideradas no estudo da polaridade das ligações. Assinale a opção que apresenta, corretamente, os compostos H2O, H2S e H2Se em ordem crescente de polaridade. a) H2Se < H2O < H2S b) H2S < H2Se < H2O c) H2S < H2O < H2Se d) H2O < H2Se < H2S e) H2Se < H2S < H2O 16) (CEFET-MG) Os elementos genéricos A, B, C e D, de números atômicos 1, 9, 11 e 17, respectivamente, combinam-se entre si, formando os a) covalente polar, iônica, covalente polar, iônica b) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica c) iônica, covalente apolar, covalente polar, covalente apolar d) covalente polar, iônica, iônica, covalente apolar e) iônica, covalente polar, iônica, covalente polar. 17) (UFV-MG) A configuração eletrônica dos elementos é a principal responsável pelas ligações químicas nas substâncias. Aproveitando os exemplos: H2O, NaCl, Ag, pede-se: a) a estrutura de Lewis do composto formado por ligações covalentes, indicando se o composto é polar ou apolar. b) o conceito de ligação iônica. c) a indicação de qual elemento que compõe a substância iônica é o mais eletronegativo. d) a relação (maior, menor ou igual) entre o raio atômico e iônico de um dos elementos que fazem parte do composto iônico. 18) Um líquido com moléculas polares sofre influência de um campo elétrico externo, provavelmente devido a uma orientação das moléculas do líquido, conforme esquematizado abaixo: Nessas condições, sofre influência de um campo elétrico externo: a) CCl4. b) CS2. c) N2. d) CHCl3. e) Br2. 19) (UFC) Na substância de fórmula os átomos estão unidos por ligação (I) e a molécula é (II). Completase corretamente a afirmação, substituindo-se (I) e (II) por: a) iônica e polar b) covalente apolar e apolar c) covalente apolar e polar d) metálica e apolar e) covalente polar e polar 20) Preveja a geometria e a polaridade das moléculas SOCl2 e SO2.

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