Geometria das Moléculas

Para determinar a geometria das moléculas, devemos considerar a disposição espacial dos núcleos dos átomos que constituem essas moléculas e que irão originar diferentes formas geométricas.

Eletronegatividade

Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.
Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade.
Podemos dizer que a eletronegatividade depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada. Já conhecemos a influência do primeiro desses fatores: quanto menor é o átomo, maior é sua capacidade de atrair elétrons, já que a distância destes ao núcleo é menor. O segundo fator se deve à tendência que os átomos possuem de se tornarem mais estáveis quando completam oito elétrons na última camada. Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de outros átomos.
É o balanço entre esses fatores que determina qual, dentre dois átomos, é o mais eletronegativo. Por exemplo, o cloro tem sete elétrons na última camada e o oxigênio, seis. Se fosse considerado apenas esse fator, o cloro seria mais eletronegativo que o oxigênio por precisar de apenas um elétron para completar o octeto. Entretanto, o átomo de oxigênio é tão menor que o de cloro que essa característica acaba por superar o outro fator. Como resultado, o oxigênio se revela mais eletronegativo que o cloro. Isso nos permite dizer que, de modo geral:
Quanto menor o átomo e maior o número de elétrons na última camada, maior é sua eletronegatividade.

Para medir o quanto um átomo é mais ou menos eletronegativo que outro, foi proposta por Linus Pauling uma escala que atribui o valor 4,0 para o átomo de maior eletronegatividade, que é o de Flúor. Os valores para os outros átomos são então determinados por comparação. Por exemplo, e possível demonstrar, por experimentos, que o átomo de boro atrai os elétrons com a metade da força do flúor. Conseqüentemente, o valor da eletronegatividade do boro, nessa escala, é 4/2 = 2. Já o átomo de alumínio atrai os elétrons com três oitavos da força em relação ao flúor; isso significa que a eletronegatividade do Al na escala de Pauling é 4 . 3/8 = 1,5.
Um gráfico da eletronegatividade em função do número atômico, seria:

Polaridade das Ligações

Ligação Covalente Apolar: ocorre quando não há diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação.

Ligação Covalente Polar: ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Neste caso há a formação de um dipolo representado por um vetor m, orientado no sentido do átomo de menor eletronegatividade para o de maior, chamado momento de dipolo.


Exemplo:

A polaridade das moléculas

Para compreendermos o conceito da existência de moléculas polares e apolares temos de rever um conceito básico da química, que é o da eletronegatividade, e relaciona-lo com o formato das moléculas; parece complicado, mas não é não.
A eletronegatividade é definida simplesmente como "a tendência relativa de um átomo atrair para si o par de elétrons de ligação quando ligado a outro por uma ligação covalente". A definição parece um pouco longa, mas é fácil de se perceber o tremendo conteúdo que contém se fizermos uma análise bem simples das estruturas de Lewis e utilizarmos outro conceito básico que é a regra do octeto.
As estruturas de Lewis são assim: coloca-se o símbolo do elemento, e, em torno, pontinhos indicando o número de elétrons de valência do elemento. Portanto, elementos do grupo 1 da Tabela Periódica (tenha uma em mãos e mãos à obra) levam um pontinho (eles só possuem um elétron de valência):

Os átomos do Grupo 2 da Tabela levam dois pontinhos, etc. Já a regra do octeto nos revela que a maioria dos átomos, principalmente os do segundo período da Tabela (do lítio ao flúor) tendem a ganhar elétrons para que sua camada de valência se torne a do gás nobre correspondente - no caso o neonio - ou tendem a perder elétrons para que a camada eletrônica que sobrar se pareça com aquela do gás nobre anterior - no caso o hélio. Parece complicado mas não é não. Considere, como o fez Lewis, a formação do composto iônico NaCl. Por Lewis podemos colocar que: