- Formas Molecular e o Modelo VSEPR

        As moléculas têm uma fascinante variedade de formas estruturais. Algumas são longas, outras finas, algumas são torcidas e outras planas, algumas formam anéis e outras espirais. Nós já mencionamos vários tipos e formas de moléculas simples. A água é uma molécula angular, a amônia é piramidal e o metano tem uma tetraédrica. Grandes moléculas tem formas mais complexas do que as pequenas. Abaixo mostramos alguns sistemas moleculares simples e complexos,
 

        Contudo, veremos que independente de quão complexa a molécula é, o arranjo geométrico das ligações covalentes em torno de um átomo particular pode ser facilmente deduzido com base em um princípio bastante simples.

        Ligações iônicas são não direcionais. Um ion atrai para si quantos íons de cargas opostas quanto ele pode agrupar em torno de si. Vimos que a estrutura de um cristal iônico, como o cloreto de sódio (NaCl), depende das cargas e dimensão dos ions o cristal é composto. Contariamente, as ligações covalentes são direcionais; um átomo forma ligação covalente em uma direção específica. A geometria molecular, que é a organização espacial dos átomos nas moléculas e nos cristais covalentemente ligados, depende da direção ligação covalente formada por cada átomo. Um modelo simples que é baseado na estrutura de Lewis permite-nos predizer a direção das ligações em torno de qualquer átomo em uma molécula. A seguir vamos introduzir este modelo aqui. Em química e física ele de importância indiscutível.
 

- O Modelo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

        De acordo com o modelo VSEPR o par de elétron em uma camada de valência é organizado de forma que cada elétron se posicionará o mais longe possível do seu vizinho, isto ocorre devido a repulsão eletrostática entre eles. Vimos anteriormente que muitos átomos têm oito elétrons ou quatro pares na camada de valência. Em outras palavras eles obedecem a regra do octeto. O arranjo de quatro pares eletrônico é de forma tal a mantê-los o mais afastado uns dos outros, e isto se dá quando os pares eletrônicos estão localizados nos vértices de um tetraedro (fig. 8)

        Os átomos que não obedecem a lei do octeto podem ter somente dois ou três pares de elétrons em sua camada de valência e eles têm um arranjo espacial linear ou triangular, respectivamente, como mostra a fig. 8.

Com base nestas possíveis organizações dos pares eletrônicos, podemos predizer a forma de número muito grande de moléculas diferentes. Apresentamos na tabela (5) algumas dessas organizações moleculares.
 

Número de pares eletrônico	Arranjo de pares eletrônico	Número de pares eletrônico não ligados	Classe molecular	Arranjo das ligações e forma molecular	Estrutura de  Lewis	Exemplos	Ângulo de ligação previsto
2	Linear	0	AX2	Linear		BeH2 BeCl2	180o
3	Triangular equilateral	0	AX3	Triangular equilateral		BF3 AlCl3	120o
		1	AX2E	Angular		SnCl2	120o
4	Tetraédrica	0	AX4	Tetraédrica		CH4 NH4+ CCl4	109.5o
		1	AX3E	Triangular piramidal		NH3 NF3	109.5o
		2	AX2E2	Angular		H2O F2O	109.5o
		2	AXE3	Linear		HF HCl

        Veja algumas estruturas moleculares em 3-dimensões. Use o lado esquerdo do "mouse" para move-la. Use o lado direito do "mouse" para mudar forma de visualização molecular.
 

        Vimos anteriormente que um composto tem uma composição atômica constante, isto é, o número relativo de cada espécie de átomo é constante em um composto. Uma outra característica da composição dos átomos é a forma com que estes átomos estão organizados espacialmente uns com relação aos outros. Esta organização dos átomos em um composto ou elementos é conhecida como a estrutura do composto. Como a estrutura do composto pode produzir muitos efeitos distintos nas propriedades das substâncias, foi necessário criar áreas específicas na química moderna para tratar dos fenômenos relacionados com a estrutura dos compostos. Por exemplo o carbono pode se organizar espacialmente em diferentes formas como no diamante e no grafite.

        Antigamente os químicos não tinham métodos diretos para a determinação das estruturas dos compostos. A análise era feita por métodos indiretos, como por exemplo estudando as propriedades das reações químicas. Somente nestes últimos sessenta anos é que foram desenvolvidas novas técnicas experimentais e modelos teóricos para a determinação e compreensão das estruturas. A maioria das técnicas experimentais são baseadas nas interações moleculares com as radiações eletromagnéticas, tal como o raio-X e a radiação infravermelha. 
 

        Os experimentos e modelos teóricos têm mostrados que em muitas substâncias os átomos se combinam formando pequenas estruturas bem definidas. Estas estruturas são denominadas por moléculas. A água, por exemplo, consiste de moléculas cuja estrutura é composta por átomos de hidrogênio e oxigênio espacialmente organizados. A molécula de água tem a fórmula H₂O, a qual é chamada de fórmula molecular, a qual mostra o número de cada espécie de átomos pertencentes à estrutura molecular. Isto significa que á molécula de água é composta de dois hidrogênios e um oxigênio.
        Alguns elementos se apresentam na forma molecular, como por exemplo o oxigênio, o hidrogênio e o nitrogênio. Isto significa que estas moléculas são formadas por uma única espécie de átomo com as respectivas fórmulas químicas : O₂, H₂ e N₂. Moléculas tais como O₂, H₂, N₂ e CO, são formadas por apenas dois átomos e são conhecidas como moléculas diatômicas. Outras moléculas tais como H₂O e CO₂ são moléculas triatômicas. Em geral as moléculas têm mais de três átomos e são classificadas como moléculas poliatômicas. As proteínas, por exemplo, chegam a ter milhares átomos de diferentes espécies.
 

        Nem todas as substâncias são formadas e compostas por moléculas. Por exemplo o composto NaCl ou cloreto de sódio e o dióxido de silício não têm uma estrutura molecular, como discutido acima. Estes e outros compostos formam estruturas e arranjos tridimensionais de átomos que formam as classes dos cristais por exemplo. Voltaremos a discutir este caso mais tarde. No momento restringiremos nossas atenções às substâncias que consistem de moléculas.

  - Fórmulas Empíricas e Moleculares

        As fórmulas moleculares de uma substância não são sempre idênticas com a sua fórmula mínima, a qual expressa o número relativo de átomos de cada espécie contida na substância. Desde que o elemento consiste de uma única espécie de átomo, a fórmula simples para cada elemento é o próprio símbolo do elemento atômico : O para o oxigênio, N para o nitrogênio e P para o fósforo. Por outro lado, as fórmulas moleculares destas substâncias são respectivamente O₂, N₂ e P₄.

        A composição do etano, o qual é um gás natural, é expresso pela fórmula CH₃. Isto é, para cada carbono tem-se 3 hidrogênios, cuja molécula tem a fórmula química C₂H₆. Outro exemplo, que podemos citar, é o peróxido de hidrogênio que é um composto de igual número de hidrogênio e oxigênio, cuja composição é representada pela fórmula mínima OH. Contudo, cada molécula de peróxido de hidrogênio contém dois átomos de hidrogênio e dois átomos de oxigênio, cuja fórmula molecular é igual a H₂O₂.

        A fórmula mínima que expressa corretamente a composição da substância, em termos das razões de números inteiros de cada espécie de átomo, é chamada ambém de fórmula empírica. Então as fórmulas empíricas para a água, o peróxido de hidrogênio, o etano, o enxofre e o fósforo são respectivamente: H₂O, HO, CH₃, S e P. Desde que não se pode ter a participação fracional de átomos em uma molécula, as fórmulas empíricas são escritas como relações de números inteiros dos átomos que compõem a molécula. As fórmulas empíricas da água e do etano são, portanto, escritas como H₂O e CH₃ e não HO_1/2 e C_1/3H.

        A fórmula molecular de uma substância diz-nos quantos átomos de cada espécie existem em uma molécula de uma substância. Neste sentido, a fórmula molecular da água, do peróxido de hidrogênio, do etano, do enxofre e do fósforo são respectivamente; H₂O, H₂O₂, C₂H₆, S₈ e P₄. Notamos assim, que para algumas substâncias as fórmulas empírica e molecular são idênticas, como por exemplo a água H₂O. Muitas moléculas, na natureza, em especial aquelas encontradas nos organismos vivos têm estruturas muito complexas quando comparadas com as moléculas acima citadas. Como por exemplo a vitamina E tem a seguinte fórmula molecular C₂₉H₅₀O₂, veja figura abaixo.

  - Formas e Estrutura Moleculares

        Nós podemos obter informações sobre a estrutura de uma molécula em diferentes níveis. Conhecendo-se a fórmula molecular de uma substância temos como próximo passo responder a questão: Como os átomos pertencentes a molécula estão ligados ou conectados? Para dar um exemplo simples tomemos a molécula de água. Neste caso sabemos que o átomo de oxigênio está entre os dois átomos de hidrogênio, isto é HOH e não HHO. Muitos anos atrás os químicos desenhavam uma linha entre os átomos como , pois achavam que os átomos estavam ligados uns aos outros desta forma. Isto é chamado de fórmula estrutural e as linhas são chamadas de ligações. A fórmula estrutural da sacarose, por exemplo, é mostrada na Fig.(2.1a). Voltaremos a discutir em capítulos posteriores mais detalhadamente sobre o conceito de ligações químicas.
 

A tabela abaixo apresenta um resumo sobre as propriedades estruturais discutidas acima.
 

Formas e Estruturas Moleculares
Fórmula ou Estrutura	Exemplos		Detalhes
Fórmula Empírica	HO	CH3	Número relativo de  átomos na molécula
Fórmula Molecular	H2O2		Número de cada   espécie de átomos
Fórmula Estrutural			Conectividade   do átomos
Forma Espacial			Arranjo espacial dos átomos na molécula
Dimensões			Distâncias e ângulos

            Hoje, contudo, temos várias técnicas tanto experimentais quanto teóricas para a determinação tri-dimensional da estrutura quanto de forma molecular, mesmo para os casos de grandes moléculas tais como proteínas. Em particular, com estas técnicas podemos calcular, com altíssima precisão, as distâncias e ângulo entre os átomos de hidrogênio e oxigênio em uma molécula de água (Fig. 2.2). Neste caso, encontra-se que a distância entre H e O é da ordem de 0,97 angstrom = 0,000 000 000 097 metros e o ângulo é igual a 104,5 graus. Em um capítulo subsequente apresentaremos algumas destas técnicas de determinação de estruturas moleculares.
 
 

        A seguir mostraremos as formas e estruturas de algumas moléculas comuns em nosso dia a dia . Uma delas é a amônia que tem uma forma piramidal (Fig. 2.3) cujo ângulo do ápice da pirâmide é igual a 107,8 graus. Já o metano tem uma forma tetrahédrica, como o carbono ocupando o centro da pirâmide e os quatro hidrogênios nos vértices pirâmide (Fig. 2.4).

Voltar à página principal Voltar ao início da página

    O conteúdo desta página está em constante atualização.
Correções no texto e sugestões serão bem vindas.

Electronic Address :  kcmundim@unb.br
Last Updated: Out/22/2000
Copyright 1997: Kleber C. Mundim. All rights reserved.
Register N^o  169.766 - Biblioteca Nacional - Ministério da Cultura
phone: 55 61 3307 2150