As moléculas formadas por ligações covalentes podem apresentar de dois a milhares de átomos.

Os átomos se alinham formando formas geométricas em relação aos núcleos dos átomos.

TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA.

Os pares eletrônicos ao redor de um átomo central – participantes ou não de ligações covalentes – devem estar dispostos de modo a garantir a menor repulsão possível.

O2

Moléculas diatômicas (apenas 2 átomos)

SEMPRE apresentarão

geometria linear!!!!

a. Linear se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar.

Ex: HCN (H- C≡N) ; CO2 (O = C = O ); BeH2 (H – Be – H) , etc.

BeH2

CO2

b. Angular se sobrar elétrons no elemento central após estabilizar.

Ex: H2O; O3; SO2

(molécula da H2O) (molécula de SF2)

a.Trigonal Plana se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar ;

Ex: H2CO3; SO3; BH3 ;

molécula de BI3

b. Trigonal Piramidal se sobrar elétrons no elemento central após estabilizar.

Ex: NH3; PCl3

Tetraédrica se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar.

Ex: CH4 ; CH3Cl

Tetracloreto de carbono CCl4 Tetrabrometo de silício SiBr4

5. Moléculas com 6 átomos: Bipirâmide Trigonal (PCl5)

6. Moléculas com 7 átomos: Octaédrica ou Bipirâmide Tetragonal (SF6)

RESUMO DAS GEOMETRIAS MAIS IMPORTANTES

POLOS: presença de cargas em determinada região

LIGAÇÕES IÔNICAS:

Toda ligação Iônica é POLAR!!!

Na+ Cl- cargas (polos) reais TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS

LIGAÇÕES COVALENTES

Compartilhamento de pares de elétrons

A polaridade estará relacionada com a diferença de eletronegatividade e a consequente deformação da nuvem eletrônica.

Para moléculas diatômicas em que não há diferença de eletronegatividade:

MOLECULA APOLAR

Para moléculas diatômicas em que há diferença de eletronegatividade:

MOLECULA POLAR

Pode –se determinar a polaridade de uma molécula através do vetor momento dipolar resultante

APOLAR

POLAR

POLAR

POLAR

POLAR

APOLAR

APOLAR

POLAR

APOLAR

Semelhante dissolve semelhante.

Soluto polar tende a dissolver bem em solvente polar.

Soluto apolar tende a dissolver bem em solvente apolar.

Força de Interação ou Ligação

Intermolecular

O que mantêm as moléculas unidas nos três estados (sólido, líquido e gasoso) são as chamadas ligações ou forças ou interações moleculares.

São três tipos de forças: Ligação de Hidrogênio Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (DD) Dipolo instantâneo (DI), força de van der Waals

ou força de dispersão de London

Ocorrem em todas as substâncias apolaresF2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos

Força de atração entre dipolos, positivos e negativos.

Ex: HCl -HI - PCl3

São interações que ocorrem entre moléculas que apresentem H ligados diretamente a

F O ou N

01. Forneça a ordem crescente de pontos de ebulição das substâncias com fórmulas:

H3C – CH2 – OH CH4 CH3 – CH3

(I) (II) (III)

02. (FRANCISCANA) Quando a substância hidrogênio passa do estado líquido para o estado gasoso, são rompidas: a) ligações de Van der Waals b) pontes de hidrogênio c) ligações covalentes e pontes de hidrogêniod) ligações covalentes apolarese) ligações covalentes polares

03. (FEI) Qual o tipo de interação que se manifesta: a) entre moléculas NH3 (l)?b) entre moléculas CH4 (l)?

04. (ABC) Entre as moléculas abaixo, a que forma pontes de hidrogênio entre suas moléculas é: a) CH4 b) CH3 - CH2 - OH c) CH3 - O - CH3

d) C2H6

e) N(CH3)3

05. (UBERLÂNDIA) Identifique a substância que deve possuir maior ponto de ebulição, entre as apresentadas abaixo: a) Cl2 b) C2H6 c) CH3 - CH2 -CH2 - COOHd) H2C = CH - CH3

e) CH3 - CH2 -CH2 - CH3