Geometria Molecular, Ligações Químicas e Estequiometria

Geometria Molecular

Geometria Linear

Acontece em toda molécula biatômica (que possui dois átomos) ou em toda molécula em que o átomo central possui no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência. Exemplos: Ácido clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO₂).

Trigonal Plana ou Triangular

Acontece somente quando o átomo central tem três nuvens eletrônicas em sua camada de valência. Estas devem fazer ligações químicas, formando um ângulo de 120 graus entre os átomos ligados ao átomo central. Obs: caso duas das nuvens eletrônicas forem de ligações químicas e uma de elétrons não ligantes, a geometria é angular, como descrita abaixo. O ângulo é de 120°.

Geometria Angular

Acontece quando o átomo central tem três ou quatro nuvens eletrônicas em sua camada de valência. No caso de três, duas devem estar fazendo ligações químicas e uma não, formando um ângulo de 120 graus entre os átomos ligantes. Quando há quatro nuvens, duas devem fazer ligações químicas e duas não, formando um ângulo de 104° 34' (104,45°) entre os átomos.

Geometria Tetraédrica

Acontece quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas. O átomo central assume o centro de um tetraedro regular. Ângulo de 109° 28'.

Geometria Piramidal

Acontece quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, sendo que três fazem ligações químicas e uma não. Os três átomos ligados ao átomo central não ficam no mesmo plano. O ângulo é de 107°. O exemplo mais citado é o açúcar do macarrão.

Geometria Bipiramidal

Acontece quando há cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, todas fazendo ligação química. O átomo central assume o centro de uma bipirâmide trigonal, sólido formado pela união de dois tetraedros por uma face comum. Como exemplo, cita-se a molécula PCl₅. Os ângulos entre as ligações são de 120 graus e 90 graus.

Geometria Octaédrica

Acontece quando há seis nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas, formando ângulos de 90 graus e 180 graus.

Estabilidade Atômica e Teoria do Octeto

Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados.

Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis. Eles são os únicos que possuem a camada de valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K).

Conclusão: a saturação da camada de valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.

Teoria do Octeto

Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada de valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.

Tipos de Ligações Químicas

Ligação Iônica ou Eletrovalente

É a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.

Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons. Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles.

• Metais: Tendência a ceder elétrons (1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência), com exceção do H e He.
• Não metais e H: Tendência a receber elétrons (4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência).

Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não metais ou do H. Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos (cátions), e os átomos dos não metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos (ânions).

Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre. Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável; os cátions dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alumínio têm configurações estáveis, mas os metais de transição, em sua maioria, não têm.

Conceitos de Valência

Valência é o poder de combinação dos elementos, conceito criado por Berzelius em 1820. Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica, sendo igual à carga do seu íon monoatômico.

Ligação Covalente, Dativa e Metálica

Ligação covalente: É um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.

Ligação dativa ou coordenada: É um par de elétrons compartilhado por dois átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu octeto completo e o outro ainda não.

Ligação metálica: É constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Explica a condutividade elétrica, a maleabilidade e a ductilidade.

Propriedades e Estruturas Moleculares

Eletronegatividade: É a medida da capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais participa.

• Ligação covalente polar: Constitui um dipolo elétrico (eletronegatividades diferentes).
• Ligação covalente apolar: Não constitui dipolo elétrico (eletronegatividades iguais).

Substância molecular: Apresenta somente ligações covalentes e é formada por moléculas discretas. Substância covalente: Apresenta somente ligações covalentes e é formada por macromoléculas.

Representações e Fórmulas

• Estruturas de Lewis (Fórmulas Eletrônicas): Representam os pares de elétrons das ligações e os elétrons da camada de valência não ligantes.
• Estruturas de Couper (Fórmulas Estruturais Planas): Representam as ligações covalentes por traços de união.
• Tipos de ligação: Simples (A - B), Dupla (A = B) ou Tripla (A ≡ B).

Número de Oxidação (Nox): É a carga que um átomo teria se os elétrons das ligações fossem transferidos totalmente para o átomo mais eletronegativo.

Estudo dos Gases

P = nRT / V = RT / Vm

A constante R é utilizada na fórmula dos gases ideais (P · V = n · R · T), onde:

• P: Pressão do gás;
• T: Temperatura absoluta (K);
• V: Volume ocupado;
• n: Quantidade de mols;
• Vm: Volume molar do gás.

Cálculo Estequiométrico

A estequiometria é o cálculo das quantidades de substâncias que interagem em uma reação. Baseia-se em proporções constantes e requer uma equação perfeitamente balanceada para fornecer as proporções em mols.

Regra geral:

1. Escrever a reação química;
2. Acertar os coeficientes (balanceamento);
3. Estabelecer uma regra de três entre a dúvida proposta e a certeza do balanceamento.