Ideia central do modelo VSEPR
O modelo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) é um modelo conceitual para prever a forma tridimensional de moléculas e íons covalentes. A ideia é simples: regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central se repelem e tendem a ficar o mais afastadas possível, definindo a geometria.
Essas “regiões eletrônicas” incluem:
- Pares ligantes: regiões associadas a ligações (simples, dupla ou tripla contam como uma região cada).
- Pares livres: pares de elétrons não ligantes no átomo central.
Como consequência, a forma não depende só de quantos átomos estão ligados ao centro, mas de quantas regiões eletrônicas existem ao redor dele.
Força de repulsão: quem “empurra” mais?
Nem todas as regiões eletrônicas ocupam o mesmo “espaço”. Em geral:
- Par livre–par livre repele mais (ocupa mais volume eletrônico).
- Par livre–par ligante repele de forma intermediária.
- Par ligante–par ligante repele menos.
Isso explica por que pares livres costumam diminuir ângulos em relação aos valores ideais e podem alterar a polaridade da molécula.
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Geometria eletrônica vs geometria molecular
É comum confundir dois termos:
- Geometria eletrônica: arranjo no espaço de todas as regiões eletrônicas (pares ligantes + pares livres) ao redor do átomo central.
- Geometria molecular: arranjo no espaço considerando apenas os átomos (ou seja, ignora os pares livres na “forma visível” da molécula).
Exemplo conceitual: se o átomo central tem 4 regiões eletrônicas, a geometria eletrônica tende a ser tetraédrica. Mas se 1 dessas regiões for par livre, a geometria molecular deixa de ser tetraédrica e passa a ser piramidal trigonal.
Geometrias básicas e ângulos aproximados (visão conceitual)
A seguir estão as formas mais comuns para moléculas simples, com ângulos ideais aproximados. Lembre: pares livres geralmente reduzem esses ângulos.
| Nº de regiões eletrônicas (no átomo central) | Geometria eletrônica | Ângulo ideal | Exemplo típico (sem par livre) |
|---|---|---|---|
| 2 | Linear | 180° | CO2 (no C) |
| 3 | Trigonal plana | 120° | BF3 (no B) |
| 4 | Tetraédrica | 109,5° | CH4 (no C) |
1) Linear (2 regiões eletrônicas)
Com 2 regiões eletrônicas, a maior separação ocorre em linha reta: 180°.
- Se forem 2 ligações e 0 pares livres no centro: geometria molecular linear.
- Dupla ou tripla ligação contam como uma região, então moléculas com ligações múltiplas podem ser lineares.
2) Trigonal plana (3 regiões eletrônicas)
Com 3 regiões eletrônicas, a melhor separação é em um plano, formando um triângulo: 120°.
- Com 3 ligações e 0 pares livres: geometria molecular trigonal plana.
3) Tetraédrica (4 regiões eletrônicas)
Com 4 regiões eletrônicas, a melhor separação é em 3D, apontando para os vértices de um tetraedro: 109,5°.
- Com 4 ligações e 0 pares livres: geometria molecular tetraédrica (ex.: CH4).
4) Piramidal trigonal (4 regiões eletrônicas: 3 ligações + 1 par livre)
A geometria eletrônica continua sendo tetraédrica (4 regiões), mas a geometria molecular vira uma “pirâmide” com base triangular: piramidal trigonal.
- Ângulo típico: menor que 109,5° (ex.: NH3 ≈ 107°).
- O par livre “empurra” as ligações para mais perto.
5) Angular (4 regiões eletrônicas: 2 ligações + 2 pares livres)
Novamente, a geometria eletrônica é tetraédrica, mas como só dois átomos estão ligados ao centro, a geometria molecular fica angular (em “V”).
- Ângulo típico: bem menor que 109,5° (ex.: H2O ≈ 104,5°).
- Dois pares livres intensificam a compressão do ângulo.
Passo a passo prático para prever a forma (VSEPR)
Use este roteiro sempre que tiver a estrutura de Lewis pronta.
Passo 1: Identifique o átomo central
Em geral, é o menos eletronegativo (exceto H, que nunca é central) e o que pode fazer mais ligações.
Passo 2: Conte as regiões eletrônicas ao redor do átomo central
Conte:
- Cada ligação (simples/dupla/tripla) como 1 região.
- Cada par livre no átomo central como 1 região.
Total = número estérico (no sentido do VSEPR).
Passo 3: Determine a geometria eletrônica
Associe o total:
- 2 → linear
- 3 → trigonal plana
- 4 → tetraédrica
Passo 4: Determine a geometria molecular (forma)
Agora “ignore” os pares livres na descrição da forma e observe quantos átomos estão ligados ao centro:
- 4 regiões, 0 par livre → tetraédrica
- 4 regiões, 1 par livre → piramidal trigonal
- 4 regiões, 2 pares livres → angular
Passo 5: Ajuste conceitual dos ângulos
Comece do ângulo ideal (180°, 120°, 109,5°) e lembre:
- Adicionar par livre tende a diminuir o ângulo entre ligações.
- Mais pares livres → maior redução.
Passo 6: Relacione forma com polaridade e propriedades
Mesmo sem recalcular eletronegatividade, a forma ajuda a prever se os dipolos de ligação podem se cancelar.
- Formas muito simétricas com ligantes iguais tendem a ser apolares (cancelamento de dipolos).
- Formas assimétricas (frequentemente por pares livres) tendem a ser polares.
Como pares livres mudam ângulos e polaridade: comparações-chave
CH4 (tetraédrica) vs NH3 (piramidal trigonal) vs H2O (angular)
Os três têm 4 regiões eletrônicas no átomo central (geometria eletrônica tetraédrica), mas a geometria molecular muda conforme o número de pares livres:
| Espécie | Regiões eletrônicas no centro | Pares livres no centro | Geometria eletrônica | Geometria molecular | Ângulo típico | Tendência de polaridade |
|---|---|---|---|---|---|---|
| CH4 | 4 | 0 | Tetraédrica | Tetraédrica | 109,5° | Apolares (simétrica) |
| NH3 | 4 | 1 | Tetraédrica | Piramidal trigonal | ~107° | Polares (assimétrica) |
| H2O | 4 | 2 | Tetraédrica | Angular | ~104,5° | Polares (assimétrica) |
Interpretação conceitual:
- CH4: quatro ligações equivalentes em arranjo simétrico → os dipolos se cancelam.
- NH3: um par livre “quebra” a simetria e comprime ângulos → dipolo resultante diferente de zero.
- H2O: dois pares livres comprimem ainda mais e deixam a molécula em “V” → dipolo resultante ainda mais evidente.
Exercícios (previsão de forma e consequências)
Para cada item: (a) conte regiões eletrônicas no átomo central, (b) diga geometria eletrônica, (c) diga geometria molecular, (d) estime ângulo (ideal ou reduzido), (e) indique se tende a ser polar ou apolar (assuma ligantes iguais quando repetidos).
Parte A — Forma a partir da estrutura de Lewis
- 1) CO2 (C central, duas ligações duplas) → forma?
- 2) BF3 (B central, três ligações simples) → forma?
- 3) CH4 (C central, quatro ligações simples) → forma?
- 4) NH3 (N central, três ligações simples e um par livre) → forma?
- 5) H2O (O central, duas ligações simples e dois pares livres) → forma?
Parte B — Polaridade e propriedades (aplicação conceitual)
- 6) Compare CO2 e H2O: ambos têm ligações polares, mas um tende a ser apolar e o outro polar. Explique usando forma e cancelamento de dipolos.
- 7) Compare BF3 e NH3: qual tende a ter maior momento dipolar? Relacione simetria e presença de par livre.
- 8) Preveja qualitativamente: entre CH4, NH3 e H2O, qual tende a ter interações intermoleculares mais fortes? Justifique usando polaridade e presença de pares livres (sem entrar em detalhes de tipos específicos).
Gabarito comentado (curto, para autocorreção)
- 1) CO2: 2 regiões → geom. eletrônica linear; geom. molecular linear; ~180°; tende a apolar (simétrica).
- 2) BF3: 3 regiões → trigonal plana; ~120°; tende a apolar (simétrica).
- 3) CH4: 4 regiões → tetraédrica; ~109,5°; apolar (simétrica).
- 4) NH3: 4 regiões (3 ligações + 1 par livre) → eletrônica tetraédrica; molecular piramidal trigonal; ~107°; polar.
- 5) H2O: 4 regiões (2 ligações + 2 pares livres) → eletrônica tetraédrica; molecular angular; ~104,5°; polar.
- 6): CO2 linear cancela dipolos; H2O angular não cancela.
- 7): NH3 tende a ser mais polar; BF3 tende a ser apolar por simetria trigonal plana.
- 8): H2O e NH3 tendem a interações mais fortes que CH4 por serem polares; H2O frequentemente se destaca por maior assimetria e pares livres no átomo central.
