Dos equilíbrios químicos I

As reações do tipo reversíveis (aquelas que são representadas pela dupla seta: ⇌) que atingem um limiar em que a velocidade da reação direta é equivalente ao da reação inversa, em um sistema fechado, formam um equilíbrio químico. Nesse sentido, é válido relacionar as leis de velocidade dessas reações de modo a obter um valor que classifique esse equilíbrio. Observe a seguinte reação genérica, em que as letras minúsculas representam os respectivos coeficientes estequiométricos de seus reagentes ou produtos:

aA_(aq) + bB_(g) ⇌ cC_(aq) + dD_(aq) 

Abaixo, temos as equações genéricas de velocidade da reação acima:
Vdireta = k₁.[A]^a.[B]^b
Vinversa = k₂.[C]^c.[D]^d

Como, em equilíbrio, essas velocidades se equivalem:

V_direta = V_inversa


Como, por princípios matemáticos, uma razão de constantes gera uma nova constante, chamaremos k₁/k₂ de Kc (constante de equilíbrio em termos de concentração molar). Atente que essa constante de equilíbrio não possui unidade fixa, portanto, a análise dimensional dessa constante deve ser feita de diferentes formas. Observe também que a constante de equilíbrio altera com a mudança de temperatura e que a presença de água líquida no reagente da reação, tão como a presença de sólidos não entram no cálculo das constantes. Além disso, para uma reação entrar em equilíbrio é necessário que o sistema reacional seja fechado.

Outras características importantes das constantes de equilíbrio se dão a partir de suas utilidades. Na maior parte das situações, as constantes de equilíbrio possuem maior utilidade quando utilizadas para calcular a eficiência de uma reação que possui pouca espontaneidade para uma determinada característica, ou seja, o cálculo de uma Ka (constante de acidez) faz mais sentido para um ácido fraco. Do mesmo modo, o cálculo da Kps (constante do produto de solubilidade) faz mais sentido para substâncias pouco solúveis.

1. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO A PARTIR DAS PRESSÕES PARCIAIS (Kp)
O cálculo da constante de equilíbrio em termo das pressões parciais pode ser dado a partir de reações que possuam substâncias em fase gasosa. Por isso, substâncias líquidas, sólidas ou aquosas não apresentam pressões parciais e não entram no cálculo da Kp. Observe a reação de formação da amônia:

1N_2(g) + 3H_2(g) ⇌ 2NH_3(g)

Kp = [P.P.(NH₃)]² / [P.P.(N₂)].[P.P.(H₂)]³

Ex.: Suponha que, no equilíbrio, a pressão de nitrogênio molecular seja de 0,3 atm, gás hidrogênio seja de 0,9 atm e de amônia seja de 0,6 atm. Considerando o sistema fechado e que a temperatura é constante, calcule a Kp (incluindo a sua unidade) desse equilíbrio químico.

Kp = [0,6]² / [0,3].[0,9]³
Kp = 0,36 / 0,2187
Kp = 1,646 atm^-2

Obs.: Relação entre Kp e Kc:

Kp = Kc.(RT)^Δn

Δn = a variação entre número de mols de gases no produto e reagente.

2. CONSTANTE DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps)
Assim como a maior parte dos estudos relacionados à constante de equilíbrio, só há sentido em mensurar uma constante para alguma determinada dissolução quando esta se refere a um composto razoavelmente insolúvel. Observe, portanto, o porquê dessa condição:

NaCl_(s) ⇌ Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)  *Não convém a formação de um equilíbrio, nesse caso.

É de completa inconveniência representar a dissolução do cloreto de sódio em água como um equilíbrio químico. Em primeiro lugar, por ser um composto de extrema solubilidade, em concentrações razoavelmente baixas ele se dissocia completamente. Dessa forma, inexiste a possibilidade de se calcular alguma constante. No entanto, vejamos o que ocorre com um sal insolúvel, como o cloreto de prata (AgCl):

AgCl_(s) ⇌ Ag⁺_(aq) + Cl^-_(aq) *Convém a formação de um equilíbrio, nesse caso.

Por, mesmo em concentrações muito baixas, o cloreto de prata não se solubilizar com facilidade em água, não podemos afirmar que tal composto iônico foi totalmente dissociado. Assim, é válido o cálculo de uma constante para formar esse equilíbrio químico. O nome dessa constante é dado por Kps (constante do produto de solubilidade), já que o reagente sólido não participa do cálculo.

K_eq = K_ps = [Ag⁺].[Cl^-]

Considerando que a constante de equilíbrio, nesse caso, seria de 1,0.10^-12 numa temperatura de 300K, é possível calcular a solubilidade em mols/L de cloreto de prata nessas condições:

1,0.10^-12 = [Ag⁺].[Cl^-]
1,0.10^-12 = x²
x = 1,0.10^-6 mols/L

Então, em um litro de água, serão dissolvidos 1,0.10^-6 mol de AgCl. Em estudos laboratoriais a importância do Kps é ainda maior, visto a grandiosidade dos dados quando postos em prática.

Da mesma forma que temos com as constantes de equilíbrio, em que ao ser calculado um valor que não corresponda a constante da reação em determinada temperatura – o chamado Qc (coeficiente de equilíbrio) – que indica que o equilíbrio ainda não foi atingido, o produto dos íons dissolvidos ou a constante de ionização (Ki) pode servir de parâmetro para indicar o nível de saturação de um meio. Dessa forma, se o produto entre os íons dissolvidos for maior que o Kps, dizemos que o meio está saturado com corpo de fundo. Se o produto entre os íons dissolvidos for igual ao Kps, o meio está saturado. Já, se o produto entre os íons dissolvidos for menor que o Kps, o meio está insaturado.

3. PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Ao, no equilíbrio químico, se propor alguma pertubação no sistema, as consequências advindas de tal pertubação poderão ser analisadas. Le Chatelier estudou as constâncias dessas problemáticas e percebeu que, no rearranjo dessas pertubações, semelhanças aconteciam. Dessa forma, o princípio pode ser classificado a partir de uma frase: "o princípio de fuga à força aplicada". Observe novamente a reação de formação da amônia:

1N_2(g) + 3H_2(g) ⇌ 2NH_3(g)  ∆H° = -92,2 kJ.mol^-1

- Se aumentarmos a concentração de N₂, a reação se desloca para o sentido: direto;
- Se diminuirmos a concentração de H₂, a reação se desloca para o sentido: inverso;
- Se aumentarmos a concentração de amônia, a reação se desloca para o sentido: inverso;
- Se diminuirmos a concentração da amônia, a reação se desloca para o sentido: direto;
- Se aumentarmos a pressão do sistema, a reação se desloca para o sentido: direto;
- Se diminuirmos a pressão do sistema, a reação se desloca para o sentido: inverso;
- Se aumentarmos a temperatura do sistema, a reação se desloca para o sentido: inverso;
- Se diminuirmos a temperatura do sistema, a reação se desloca para o sentido: direto.

4. DA FORMAÇÃO DOS EQUILÍBRIOS QUÍMICOS
Todo equilíbrio químico possui, no mínimo, três etapas para a sua formação: início, reação e equilíbrio. Para explorarmos tal situação, vejamos uma situação problema que envolve a formação de um equilíbrio químico na formação da amônia.

Ex.: Na síntese da amônia, foram colocados, num recipiente de 1 litro, 4 mols de gás nitrogênio e 8 mols de gás hidrogênio. Percebeu-se que, no equilíbrio, foram formados 4 mols de amônia. Calcule a Kc desse sistema reacional.

1N_2(g) + 3H_2(g) ⇌ 2NH_3(g)

	N2	H2	NH3
Início	4 mols/L	8 mols/L	0 mol/L
Reação
Equilíbrio			4 mols/L

Para completarmos a tabela, precisamos da proporção que as substâncias reagiram para a formação do equilíbrio. Para isso, dividimos o número de mols da amônia no equilíbrio (4 mols), pelo seu coeficiente na reação química balanceada (2 mols). A partir disso, encontramos como resultado o número 2. Se tínhamos, no início, zero mols de amônia e, no equilíbrio, tivemos 4, significa dizer que, na reação, foram produzidos 4 mols de amônia.

Agora, para completarmos toda a tabela, multiplicamos o valor encontrado (2) pelo coeficiente estequiométrico das respectivas substâncias na reação e colocamos na linha equivalente à segunda etapa da formação do equilíbrio: a reação. A partir disso, diminuímos os valores iniciais de cada uma das espécies reagentes pelo valor encontrado e preenchemos a linha equivalente ao equilíbrio químico. Vejamos:

	N2	H2	NH3
Início	4 mols/L	8 mols/L	0 mol/L
Reação	2 mols/L	6 mols/L	4 mols/L
Equilíbrio	2 mols/L	2 mols/L	4 mols/L

Como o sistema é de um litro, podemos dizer que, no equilíbrio, as concentrações de gás nitrogênio, gás hidrogênio e amônia são de, respectivamente: 2 mols/L, 2 mols/L e 4 mols/L. Para calcularmos a Kc, basta fazermos o seguinte cálculo:

Kc = [NH₃]^² / [N₂]^¹.[H₂]^³
Kc = 4² / 2.2³
Kc = 1 (mol/L)^-2 

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Das reações orgânicas III

Atenção: essa postagem é uma continuação do segundo tópico sobre reações orgânicas. Caso ainda não tenha visto, clique aqui para visualizá-lo.

3. DESIDRATAÇÕES INTRAMOLECULARES
Uma desidratação é considerada intramolecular quando se observa uma perda de água dentro de uma própria molécula. Vejamos o que ocorre, por exemplo, quando desidratamos intramolecularmente uma molécula de álcool:

etanol → eteno (etileno) + água

Observe que na desidratação intramolecular de um álcool de cadeia aberta sempre irá ser produzido um alceno. Analogamente, reações de desidratações intramoleculares ocorrerão em compostos semelhantes.

3.1. DESIDRATAÇÕES INTERMOLECULARES

Uma desidratação é considerada intermolecular quando se observa uma perda de água entre duas estruturas moleculares. Vejamos o que ocorre, por exemplo, quando desidratamos intermolecularmente duas moléculas de álcool:

etanol + etanol → etoxietano + água

Observe que na desidratação intermolecular de dois álcoois sempre irá ser produzido um éter. Veja o que ocorre com a desidratação intermolecular entre dois ácidos carboxílicos:

ácido acético + ácido acético → anidrido etanóico + água

Podemos, também, efetuar uma condensação de compostos diferentes. Observe o que ocorre quando se promove uma desidratação intermolecular entre um álcool e um ácido carboxílico:

etanol + ácido acético → etanoato de etila + água

Essa reação representada acima possui um nome específico: ela pode ser chamada de esterificação, por formar como produto principal um éster. 

4. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO EM COMPOSTOS ORGÂNICOS

As reações de oxirredução em compostos orgânicos podem ser divididas em: combustão, oxidação branda, oxidação enérgica, ozonólise e oxidação em alcoóis.

4.1. OXIDAÇÃO POR COMBUSTÃO

As reações de oxidação por combustão utilizam-se do agente oxidante gás oxigênio como comburente para "queimar" compostos. Ela pode ser classificada como oxidação completa ou incompleta. Toda oxidação por combustão será classificada completa quando o número de oxidação (nox) do carbono gerado no produto for exatamente igual a +4. Observe uma combustão completa:

propano + gás oxigênio → gás carbônico + água

Observe que o nox do carbono no gás carbônico é igual a +4, portanto, pode-se afirmar que a reação se trata de uma combustão completa do propano.

4.2. OXIDAÇÃO BRANDA

As reações de oxidação branda ocorrem com a quebra de uma ligação covalente do tipo π, em meios diluídos e a frio. Observe abaixo como que funciona o mecanismo da reação de oxidação branda para alcenos:

eteno (etileno) + oxigênio nascente → etano-1,2-diol

Nota-se, portanto, a quebra da ligação π e a adição de duas hidroxilas nas novas valências formadas. Analogamente ocorrem as oxidações do tipo branda em compostos semelhantes.

4.3. OXIDAÇÃO ENÉRGICA

As reações de oxidação enérgica ocorrem com a quebra total da ligação. Em meios concentrados, ácidos e quentes, carbonos primários formarão ácido carbônico, carbonos secundários darão origem à ácidos carboxílicos e terciários formarão cetonas. Observe:

2-metilbut-2-eno + oxigênio nascente → ácido acético + propanona

Note que o carbono imediatamente antes da ligação π, por ser terciário, formou uma cetona (propanona); já o carbono imediatamente depois da ligação π, por ser secundário, formou um ácido carboxílico.

4.4. OZONÓLISE

As reações de oxidação por ozonólise ocorrem com o agente oxidante O3 (ozônio molecular). Com uma quebra total da ligação, carbonos primários e secundários formarão aldeídos, já os carbonos terciários formarão cetonas. Observe:

Note que o carbono imediatamente antes da ligação π, por ser secundário, formou um aldeído; já o carbono imediatamente depois da ligação π, por ser terciário, formou uma cetona.

4.5. OXIDAÇÃO EM ALCOÓIS
Alcoóis primários se oxidam em aldeídos que, por sua vez, se oxidam em ácidos carboxílicos. Já alcoóis secundários se oxidam em cetonas. Quando um álcool primário se oxidar em aldeído, dizemos que houve uma oxidação parcial da molécula. No entanto, se o curso se completar e o aldeído se oxidar em acido carboxílico, dizemos que houve uma oxidação total. O inverso dessas equações são dadas por reações de redução, ou seja, ácidos carboxílicos se reduzem em aldeídos, que, por sua vez, se reduzem em alcoóis primários. Já cetonas se reduzem em alcoóis secundários.

Obs.: por questões de simplificação, decidi não apresentar as etapas intermediárias de cada uma das reações. Em outras oportunidades terei a felicidade de lhes apresentar. Essa, por enquanto, será a parte final das três postagens sobre reações orgânicas. Até mais!

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Das reações orgânicas II

Atenção: essa postagem é uma continuação do primeiro tópico sobre reações orgânicas. Caso ainda não tenha visto, clique aqui para visualizá-lo.

2. REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO EM COMPOSTOS ORGÂNICOS
As reações de substituição ocorrem em compostos saturados ou ressonantes (a exemplo de estruturas aromáticas: aquelas que seguem a regra de Hückel). Diferentemente da reação de adição, em que estruturas são adicionadas ao composto orgânico sem ocorrer troca de átomos, nas reações de substituição há uma translocação de átomos: muitas das vezes um hidrogênio do composto orgânico dá espaço a entrada de um átomo com maior afinidade do reagente inorgânico subsequente, gerando além do produto principal, um composto secundário. Vejamos:

1CH3-CH3 + 1Br2 → 1Br-CH2-CH3 + 1HBr

Etano + Bromo molecular → Bromoetano + Ácido bromídrico

Na reação acima, ocorre uma substituição de um dos hidrogênios por um átomo de bromo. Dessa forma, o hidrogênio substituído formará uma ligação covalente com o bromo restante, produzindo um produto secundário, o ácido bromídrico, nesse caso. É válido ressaltar, portanto, que nas reações de substituição sempre haverá a formação de um produto secundário, o que pode classificar a reação como sustentável ou não, nas análises decorrentes da química verde. Note que na reação acima foi produzido um ácido, o que em meios naturais causaria um grande desequilíbrio ambiental.

Acontece que, quando acontecer uma reação de substituição em compostos orgânicos que possuem carbonos com quantidades diferentes de hidrogênio, mais de um produto principal poderá ser gerado. Observe:

1CH3-CH2-CH3 + 1H-NO3 → 1NO3-CH2-CH2-CH3 + 1H2

Propano + Ácido nítrico → Nitrato de propila + Gás hidrogênio

Produto não predominante!

1CH3-CH2-CH3 + 1H-NO3 → 1CH3-CH(NO3)-CH3 + 1H2

Propano + Ácido nítrico → Nitrato de isopropila + Gás hidrogênio

Produto principal (predominante)!

Nas reações acima, se substituirmos o radical -NO3 no carbono um (primário), produziremos o nitrato de propila. No entanto, se essa substituição ocorrer no carbono dois (secundário), haverá a produção do nitrato de isopropila. Para encontrarmos o produto principal predominante, devemos novamente recorrer à regra de estabilidade dos compostos intermediários das reações orgânicas: os carbocátions e os carbânions. Como visto anteriormente, carbocátions terciários são mais estáveis que os carbocátions secundários e primários. Essa resolução nos permite afirmar, portanto, que carbonos terciários possuem uma maior tendência de transladar seu hidrogênio, seguido dos carbonos secundários e primários. Em outras palavras, dizemos que a substituição correrá sempre no carbono mais ramificado: carbonos terciários ganham dos carbonos secundários e primários.

Obs1.: Em compostos ressonantes, por mais que possuam ligações covalentes do tipo π, as reações ocorrem por substituição. Isso se deve à alta ressonância produzida nesses compostos, que dificultam a quebra das ligações π para uma possível reação de adição. Se esses compostos aromáticos, como o núcleo benzênico, possuírem algum ligante, esse pode ser classificado de duas formas: meta dirigentes ou orto-para dirigentes. Ligantes meta dirigentes, como -CH3, direcionam a substituição pro carbono da posição (1,3) do anel benzênico. Já grupos orto-para dirigentes, como -NH3, indicarão a substituição nos carbonos (1,2 e 1,4).

Obs2.: Existe a possibilidade de uma substituição em anéis benzênicos com ligantes não somente no núcleo aromático, mas também no próprio ligante dirigente. Para que isso ocorra, condições com maiores exigências deverão ser atendidas: o meio deve ser bastante iluminado e uma alta quantidade de energia deve ser cedida para a ativação dessa reação.

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Das reações orgânicas I

Aprendemos no ensino médio que toda matéria possui propriedades físicas (ponto de fusão, ebulição, etc.) e químicas (tipo de ligação, composição, etc.). Logo depois, nos é informado que as transformações que envolvem a matéria podem, também, ser classificadas como físicas ou químicas. Essa classificação é bem simples: os compostos que possuem suas propriedades físicas alteradas sofrem transformações físicas, já os compostos que possuem suas propriedades químicas alteradas sofrem uma transformação química, ou seja, uma reação. Alguns são os indícios de que alguma reação tenha acontecido em determinada substância. Os mais conhecidos são as mudanças das propriedades organolépticas de compostos (a identificação de mudanças na cor, cheiro ou sabor) e a detecção do aparecimento de gases em determinados sistemas.

Essas transformações químicas são representadas de forma equacional, de modo que se apresentem dois membros separados por uma seta simples. Antes da seta, encontram-se os compostos reagentes (substâncias iniciais que vão ser rearranjadas e, portanto, modificadas); depois dela, podem ser identificados os produtos (substâncias finais) dessa reação química. Se alguma substância aparecer acima ou abaixo dessa seta, dizemos que esse composto faz o papel de catalizador da reação. No entanto, quando percebemos a representação de algum símbolo embaixo da seta, indica-se alguma condição externa ao sistema para o desenvolvimento reacional. O símbolo Δ indica aquecimento, já γ representa a presença de luz contribuindo para que a reação ocorra, por exemplo.

1A + 1B → 1C

A: reagente;

B: reagente;

C: produto.

As reações químicas (espontâneas) ocorrem para promover um dos mais valiosos princípios que envolvem as trocas de energia da natureza: a estabilidade, ou seja, uma condição de baixo nível energético. Ao analisarmos a química geral, especificamente a inorgânica, podemos indicar alguns tipos de reações recorrentes. Elas estão classificadas, genericamente, de quatro formas:

1. Síntese: A + B → C
2. Decomposição (análise): A → B + C
3. Simples troca (deslocamento): A + BC → AC + B
4. Dupla troca: AB + CD → CB + AD

Na química orgânica, as reações - em sua maioria - podem ser classificadas dessa forma:
1.0. Adição
2.0. Substituição
3.0. Condensação
4..0. Oxirredução
4.1. Combustão
4.2. Oxidação Branda
4.3. Oxidação Enérgica
4.4. Ozonólise

Nessa postagem, vamos analisar o comportamento de adição em compostos orgânicos.

1. REAÇÃO DE ADIÇÃO EM COMPOSTOS ORGÂNICOS
Essas reações ocorrem nos compostos orgânicos que possuem ligações do tipo π (aquelas que são mais fracas, por conta de uma sobreposição lateral de orbitais) ou em compostos que são ao mesmo tempo saturados, cíclicos e instáveis (cicloalcanos com poucos carbonos) por conta da tensão de Bayer. O mecanismo reacional é relativamente simples. Em primeiro lugar, é promovida a cisão da ligação π, criando-se no composto orgânico duas novas valências. Essas novas valências serão completadas com o reagente subsequente. Vejamos uma adição de halogênios a um composto orgânico (halogenação):

1CH2=CH2 + 1Br2 → 1Br–CH2–CH2–Br

Temos, nessa reação, o bromo molecular sendo adicionado ao etileno (eteno)

eteno + bromo molecular → dibromoetano

No entanto, casos em que os carbonos se diferenciam em números de hidrogênio podem causar um certo desconforto no momento de se adicionar novos compostos. Agora, dependendo de onde ocorra a adição, compostos diferentes poderão ser formados. Vale lembrar, porém, que por mais que uma reação de adição possua mais de um produto possível, sempre haverá um predominante, que é chamado de produto principal. Para isso aplicamos a regra de Markovnikov, em que o hidrogênio do composto inorgânico é colocado no carbono mais hidrogenado da dupla ligação orgânica. O composto que seguir as localidades indicadas por Markovnikov assumirá o papel de produto principal. Essa regra se baseia nas estabilidades de estruturas denominadas de carbocátions. Carbocátions terciários possuem alta estabilidade, seguido dos secundários e primários. Os carbonos mais hidrogenados darão origem, durante os percursos intermediários da reação, a carbocátions terciários e a isso deve a sua maior estabilidade e predominância em relação a outras estruturas que poderiam vir a ser formadas. Observe o seguinte exemplo de uma reação de adição de água (hidratação), em que existem dois produtos possíveis, sendo o primeiro predominante por seguir a regra de Markovnikov.

1CH3–CH=CH2 + 1H–OH → 1CH3–CH2–CH2–OH

Temos, nessa reação, uma hidratação do prop-1-eno.

prop-1-eno + água → propan-1-ol *produto principal (em maior quantidade)

1CH3–CH=CH2 + 1H–OH → 1CH3–CH(OH)–CH3

Temos, nessa reação, uma hidratação do prop-1-eno.

prop-1-eno + água → propan-2-ol

Obs1.: em presença de peróxidos, entra em ação a regra anti-Markovnikov. Ao invés do hidrogênio entrar no carbono mais hidrogenado, o produto principal será o resultado da reação em que o hidrogênio for adicionado no carbono menos hidrogenado.

Obs2.: cicloalcanos com baixo número de carbonos, por mais que saturados, sofrem reação de adição. Isso pode ser explicado pelas consequências advindas de uma tensão criada entre as ligações desse compostos, devido a alta diferença de angulação ideal e real. O nome dessa fenômeno é dado por tensão de Bayer. Observe a seguinte situação: o ciclopropano possui uma angulação de 60º entre os seus carbonos. No entanto, por possuir apenas carbonos híbridos sp³, ambos os ângulos deveriam ser de 109º28''. Note que a diferença entre o ângulo formado e o ideal é muito alta. Isso gera uma grande instabilidade nessa substância, que tende a se romper e formar um composto de cadeia não mais fechada, e sim aberta. A reação de adição, portanto, pode se aproveitar da fragilidade das ligações desses compostos, adicionando outras substâncias às duas valências formadas a partir da quebra gerada pela tensão de Bayer.

Obs3.: compostos aromáticos, tipo o núcleo/anel benzênico, por mais que possuam ligações do tipo π, não sofrem reação de adição. Devido a presença de ligações π alternadas (conjugadas), esses compostos criam uma alta condição de estabilidade a partir do fenômeno conhecido como ressonância. Estruturas aromáticas, portanto, tendem a sofrer reação de substituição.

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Da geometria molecular

Esperei por muito tempo uma oportunidade de falar sobre a geometria molecular aqui em nosso blog. Primeiramente, por ser um assunto demasiadamente interessante. Em segundo lugar, pela versatilidade de conteúdos que o estudo da geometria molecular envolve: como a representação estrutural de Lewis, assuntos que envolvem hibridização e mais outros tópicos ligados as ligações químicas. Bom, vamos lá.

Inicialmente, é válido lembrar que existe uma teoria que norteia os estudos da geometria molecular na Química. A teoria da repulsão de pares eletrônicos estará vinculada em todos os tipos de geometrias aqui listadas e é bem simples de ser compreendida: os pares eletrônicos tendem a se repelir o máximo possível, seja qual for a situação. Dessa forma, a depender da quantidade dos átomos que participam da molécula e da forma em que eles estão arranjados, a estabilidade se tornará viável a partir das consequências dessa mesma teoria.

As ligações químicas podem, inicialmente, ser interpretadas de duas formas. A primeira e mais tradicional, refere-se ao comportamento particular da matéria e suas propriedades. Dessa forma, a constituição de uma ligação química se dá por uma aproximação atômica, seguida de interações matéria/matéria, como compartilhamento de elétrons da camada de valência (no caso da ligação covalente). A segunda se direciona ao comportamento ondulatório da matéria. Nesse sentido, as ligações químicas ocorrem devido a uma interferência de ondas. Quando construtivas, sejam elas crista/crista ou vale/vale, elas geram uma ligação bem sucedida. Já as ligações provenientes de interferências destrutivas produzem orbitais não tão bem sucedidos, conhecidos como antiligantes. *Saiba mais sobre orbitais ligantes e antiligantes clicando nessa postagem*. Decorrente dessa aproximação de orbitais, dependendo dos átomos e suas características, podem ocorrer hibridizações (ou hibridações) para que as ligações tenham como acontecer. Hibridizar, em outras palavras, seria uma espécie de fusão de diferentes orbitais, em que um novo orbital produziria um novo formato espacial/geométrico. Dessa forma, a hibridização é determinante na constituição geométrica das moléculas e, por isso, dela dependerá os estudos da geometria molecular na maior parte dos nossos exemplos.

• TIPOS MAIS IMPORTANTES DE GEOMETRIA MOLECULAR

Geometria Linear

- GEOMETRIA LINEAR
Ex.: H2, CO2.

Hibridização do átomo central (se houver): sp;
Quantidade de pares ou nuvens eletrônicas livres: não há par eletrônico não ligante;
Geometria: linear;
Ângulo do átomo central (se houver): 180º.
Representação gráfica:





- GEOMETRIA TRIANGULAR OU TRIGONAL PLANA

Geometria Triangular ou Trigonal Plana

Ex.: BF₃.

Hibridização do átomo central: sp²;
Quantidade de pares eletrônicos livres: não há par eletrônico não ligante;
Geometria: triangular ou trigonal plana;
Ângulo central: 120º.





- GEOMETRIA ANGULAR

Geometria Angular

Ex.: H2O

Hibridização do átomo central: sp;
Quantidade de pares eletrônicos livres: existe(m) par(es) de elétron(s) não ligante(s);
Geometria: angular;
Ângulo central: menor 120º.





- GEOMETRIA TETRAÉDRICA

Geometria Tetraédrica

Ex.: CH₄

Hibridização do átomo central: sp³;
Quantidade de pares eletrônicos livres: não há par de elétron não ligante;
Geometria: tetraédrica;
Ângulo central: 109º 28''.






- GEOMETRIA PIRAMIDAL

Geometria Piramidal

Ex.: NH₃

Hibridização do átomo central: sp³;
Quantidade de pares eletrônicos livres: existe(m) par(es) de elétron(s) não ligante(s);
Geometria: piramidal;
Ângulo central: < 109º 28''.




Estão listados acima os tipos mais frequentes de geometrias moleculares encontradas no nosso dia a dia. No entanto, existem diversas outras a depender da hibridização do átomo central e a quantidade de pares de elétrons não ligantes (nuvens eletrônicas não ligantes).
Alguns exemplos são:
Geometria em formato de T;
Geometria da cadeira;
Geometria da gangorra;
Geometria trigonal prismática triencapuzada; entre outras...

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