A geometria molecular refere-se à disposição tridimensional dos átomos em uma molécula. Esta geometria é determinada principalmente pelas interações entre os pares de elétrons ao redor do átomo central e é fundamental para entender propriedades físicas e químicas das substâncias. A teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR) é uma das abordagens mais comuns para prever a geometria molecular.
Para entender melhor a geometria molecular, vamos passar rapidamente pelas exceções da regra do octeto:
Exceções à regra do octeto
As exceções à regra do octeto ocorrem quando os átomos de uma molécula não seguem a regra de que cada átomo deve ter oito elétrons na camada de valência. Existem várias situações em que isso ocorre:
Moléculas com um Número Ímpar de Elétrons
Algumas moléculas ou íons têm um número ímpar de elétrons totais, o que torna impossível que todos os átomos obedeçam à regra do octeto.
Exemplo:
- NO (óxido nítrico): O nitrogênio tem 5 elétrons na camada de valência, e o oxigênio tem 6. A soma é 11 elétrons, o que resulta em um elétron desemparelhado.
Octeto Incompleto
Alguns átomos são estáveis com menos de oito elétrons na camada de valência, geralmente ocorre com elementos do grupo 13, como o boro e o berílio.
Exemplos:
- BF₃ (trifluoreto de boro): O boro tem três elétrons na camada de valência e forma três ligações covalentes com flúor, resultando em seis elétrons ao redor do boro.
- BeCl₂ (dicloreto de berílio): O berílio forma duas ligações covalentes com cloro, resultando em quatro elétrons ao redor do berílio.
Expansão do Octeto
Átomos de elementos do terceiro período da tabela periódica e além podem acomodar mais de oito elétrons na camada de valência devido à disponibilidade de orbitais d.
Exemplos:
- PCl₅ (pentacloreto de fósforo): O fósforo pode expandir seu octeto para acomodar dez elétrons, formando cinco ligações covalentes com cloro.
- SF₆ (hexafluoreto de enxofre): O enxofre pode expandir seu octeto para acomodar doze elétrons, formando seis ligações covalentes com flúor.
Radicais Livres
Radicais livres são moléculas ou íons com um ou mais elétrons desemparelhados, o que também resulta em uma exceção à regra do octeto.
Exemplo:
- CH₃ (metil): O radical metil tem um elétron desemparelhado, resultando em sete elétrons ao redor do carbono.
Essas exceções são importantes para entender as estruturas e reatividades de muitas moléculas e íons que não seguem a regra do octeto, especialmente em química inorgânica e organometálica.
Aqui estão algumas geometrias moleculares comuns com base no número de pares de elétrons ao redor do átomo central:
Geometria Linear
Descrição
A geometria linear ocorre quando há dois pares de elétrons (ligantes ou não) ao redor do átomo central, posicionando-se o mais distante possível um do outro para minimizar a repulsão eletrostática.
Características
- Ângulo de Ligação: 180°
- Forma: Uma linha reta
Exemplo
BeCl₂ (Cloreto de berílio): Neste composto, o átomo de berílio é o átomo central e forma duas ligações covalentes simples com dois átomos de cloro, resultando em uma geometria linear com ângulos de 180° entre os átomos de cloro.
Cl — Be — Cl
Geometria Trigonal Plana
Descrição
A geometria trigonal plana ocorre quando há três pares de elétrons ligantes ao redor do átomo central, posicionando-se em um plano e formando ângulos de 120° entre si para minimizar a repulsão.
Características
- Ângulo de Ligação: 120°
- Forma: Um triângulo equilátero em um plano
Exemplo
BF₃ (Trifluoreto de boro): O boro é o átomo central e forma três ligações covalentes simples com três átomos de flúor, resultando em uma geometria trigonal plana com ângulos de 120° entre os átomos de flúor.
F
|
B
/ \
F F
Geometria Tetraédrica
Descrição
A geometria tetraédrica ocorre quando há quatro pares de elétrons ligantes ao redor do átomo central, que se posicionam nos vértices de um tetraedro para minimizar a repulsão eletrostática.
Características
- Ângulo de Ligação: 109.5°
- Forma: Um tetraedro, com quatro átomos nos vértices e o átomo central no centro.
Exemplo
CH₄ (Metano): O carbono é o átomo central, formando quatro ligações covalentes simples com quatro átomos de hidrogênio, resultando em uma geometria tetraédrica com ângulos de 109.5° entre os átomos de hidrogênio.
H
|
C
/ | \
H H H
Geometria Trigonal Bipiramidal
Descrição
A geometria trigonal bipiramidal ocorre quando há cinco pares de elétrons ligantes ao redor do átomo central, posicionando-se três em um plano equatorial e dois em posições axiais acima e abaixo deste plano.
Características
- Ângulos de Ligação: 90° entre os átomos axiais e equatoriais, 120° entre os átomos equatoriais.
- Forma: Duas pirâmides trigonométricas sobrepostas base-a-base.
Exemplo
PCl₅ (Pentacloreto de fósforo): O fósforo é o átomo central, formando cinco ligações covalentes simples com cinco átomos de cloro, resultando em uma geometria trigonal bipiramidal.
Cl
|
P
/ | \
Cl Cl Cl
|
Cl
Geometria Octaédrica
Descrição
A geometria octaédrica ocorre quando há seis pares de elétrons ligantes ao redor do átomo central, posicionando-se nos vértices de um octaedro.
Características
- Ângulo de Ligação: 90°
- Forma: Um octaedro, com oito faces triangulares e seis átomos nos vértices, com o átomo central no centro.
Exemplo
SF₆ (Hexafluoreto de enxofre): O enxofre é o átomo central, formando seis ligações covalentes simples com seis átomos de flúor, resultando em uma geometria octaédrica.
F
|
S
/ | \
F F F
\ | /
F
Além dessas formas básicas, a presença de pares de elétrons não ligantes (pares solitários) pode alterar a geometria molecular. Por exemplo:
Angular
Como em H₂O, onde dois pares de elétrons não ligantes no átomo de oxigênio resultam em uma geometria angular em vez de linear.
Pirâmide trigonal
Como em NH₃, onde um par de elétrons não ligantes no átomo central resulta em uma geometria trigonal piramidal em vez de trigonal plana.
A geometria molecular influencia propriedades como polaridade, reatividade e estado físico das moléculas.