Geometria Molecular!

As substâncias simples são planas e as substâncias mais complexas são tridimensionais. Para o estudo dessas formas existe a Geometria Molecular.

Modelo Vseper (teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência): ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e os não ligantes se repelem, tendendo a ficar tão afastados quanto possível.

• Geometria Linear:

Linear: é plana com 2 átomos ao redor do átomo central.

Quando existirem apenas dois pares de elétrons, compartilhados ou não, ao redor do átomo central, a melhor maneira de mantê-los o mais possível distantes é dispô-los em linha reta (180º) conforme a figura acima. 

Ex: HCl

Ex²: CO2

• Geometria Trigonal Plana:

Trigonal: é plana com 3 átomos ao redor do átomo central.

No caso de existirem três pares de elétrons compartilhados ao redor do átomo central, a melhor maneira da repulsão ser mínima possível entre eles é a configuração espacial de um triângulo plano, com ângulos de 120º.

Ex: CH2O

                                                      

• Geometria Tetraédrica:

Tetraédrica: é espacial com 4 átomos ao redor do átomo central. Ex: CH4

Quando existirem apenas quatro pares de elétrons ao redor do átomo central, o melhor arranjo espacial para diminuir as repulsões é um tetraedro, formando ângulos de 109º 28.

•  Geometria Piramidal;

O NH3 possui geometria piramidal.

No caso dessa geometria, existem pares de elétrons não compartilhados. Na amônia (NH3) por exemplo, o par de elétrons não compartilhado ocupa um uma região maior ao redor do átomo de nitrogênio comparando com os pares ligados. Como resultado, temos que a repulsão entre o par de elétrons não compartilhado e os pares compartilhados é maior do que a repulsão que os pares de elétrons compartilhados realizam entre si. Isso significa uma geometria com ângulo menor que a do tetráedrico (menor que 109º28).

• Geometria Angular:

Ex: molécula da água.

Os dois pares de elétrons do oxigênio não compartilhados repelem mais intensamente os pares compartilhados forçando a aproximação destes para um valor angular menor que o ângulo tetraédrico de 109º. Valores experimentais indicam um ângulo de 104º para essa geometria.

• Geometria Bipiramidal Trigonal:

Exemplo: PCl5.

O átomo central possui 5 elétrons na camada de valência que podem se ligar aos átomos de cloro para formar a molécula PCl5. A Geometria formada para a repulsão ser mínima entre esses pares de elétrons ligados é a bipiramidal trigonal.

• Geometria Octaédrica:

Na molécula de SF6, o enxofre (S) possui seis pares de elétrons prontos para serem compartilhados com seis átomos de flúor. Para a repulsão entre os pares de elétrons ligados ser mínima, a geometria formada é a octaédrica. O ângulo é de 90º.

• Geometria Gangorra:

Na geometria gangorra, o átomo central está compartilhando quatro elétrons com os outros átomos e possui um par de elétrons sem compartilhar. A repulsão exercida entre o par de elétrons não compartilhado e os pares de elétrons compartilhados geram um ângulo de 120º, e a repulsão entre os pares compartilhados formam ângulos de 90º graus.

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