Exercicios Geometria Molecular

Como resolver geometria molecular na prática

A primeira coisa que as pessoas erram é contar os elétrons de valência antes de desenhar a estrutura. Eu já vi gente perder 20 minutos num exercício que poderia ser resolvido em dois minutos se simplesmente comesse pelo átomo central e fosse em frente. O processo funciona assim: identifica o átomo central, conta os elétrons disponíveis, distribui os pares ligantes, sobram pares de elétrons livres, aplica a teoria VSEPR e pronto. O método VSEPR é só isso mesmo. Valence Shell Electron Pair Repulsion. Pares de elétrons se repelem e se organizam no espaço da forma mais afastada possível. Não tem mágica. A geometria que aparece é a posição dos átomos, não dos elétrons. Isso é importante porque é exatamente aí que a maioria dos exercícios pega o aluno desprevenido.

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Aqui vai um exemplo concreto. Considere o SF. Enxofre tem 6 elétrons de valência. Cada flúor contribui com um elétron para a ligação. São 4 ligações S-F, então sobram 2 elétrons. Isso dá 5 domínios eletrônicos ao redor do enxofre: 4 ligantes e 1 par solitário. A geometria eletrônica é bipirâmide trigonal. Mas a geometria molecular, que é o que o exercício pede, é T deformado. O par solitário vai para a posição equatorial porque ocupa mais espaço e a energia é menor. Tive um problema específico com XeF num exame. Muita gente fala que é pirâmide quadrada porque conta 4 ligações e 2 pares solitários eacha que é isso. Errado. XeF tem 8 elétrons de valência do xenônio mais 4 dos flúores, total 12. São 4 ligações e 4 elétrons sobrando, ou seja, 2 pares solitários. Com 6 domínios, a geometria eletrônica é octaédrica. Os dois pares solitários ficam opostos, então a geometria molecular é quadrada planar. Achei que estava errado na primeira vez que fiz e passei três horas conferindo. O erro era simples: confundir geometria eletrônica com geometria molecular. A diferença é que a primeira considera todos os domínios e a segunda só mostra a posição dos átomos. Outra pegadinha frequente são os íons. Quando o exercício pede a geometria do NH, você precisa subtrair um elétron da contagem total. Nitrogênio tem 5, quatro hidrogênios dão 4, mas a carga positiva remove 1. Total é 8 elétrons, 4 pares ligantes, zero pares solitários. Tetraédrico. Se você esquecer o efeito da carga, vai dar algo completamente errado e gastar tempo corrigindo.

Para exercícios com moléculas que têm ressonância, como o ozônio O, a situação é um pouco mais chata. O ozônio tem 18 elétrons de valência. A estrutura de ressonância mostra uma ligação dupla e uma simples alternando entre os átomos. O oxigênio central tem 2 domínios ligantes e 1 par solitário, o que dá geometria angular. A ressonância não muda a geometria, mas muda a ordem de ligação e isso às vezes cai em exercícios mais avançados. Uma dica prática que funciona: quando estiver travado, desenha a estrutura de Lewis com calma, conta os domínios, olha a tabela de geometrias e compara. A tabela é sempre a mesma. Dois domínios — linear. Três — trigonal planar. Quatro — tetraédrico. Cinco — bipirâmide trigonal. Seis — octaédrico. Aí é só ver quantos são pares solitários e ajustar a geometria molecular. Para praticar, a maioria dos livros de química geral tem uma seção inteira dedicada. O Chang, o Zumdahl, o Atkins — todos cobrem o assunto. Também tem exercícios bons no site do Chemistry LibreTexts, que é gratuito. E se quiser algo mais direto, posso indicar uma lista que organizei no passado com cerca de 30 exercícios classificados por dificuldade, do básico ao avançado, com resoluções passo a passo. Envie um pedido que eu disponibilizo o link.

O que geralmente trava os alunos não é a teoria em si. É a pressa. Tentar fazer de cabeça sem desenhar a estrutura leva a erros sistemáticos, especialmente com moléculas que têm mais de dois pares solitários. Desenhe. Sempre. Mesmo que o exercício pareça simples. O tempo que você gasta desenhando é sempre menor que o tempo que gasta descobrindo que errou. Uma última observação sobre limitações: a abordagem VSEPR é útil e funciona para a maioria das moléculas orgânicas e inorgânicas comuns, mas ela falha com metais de transição. Complexos de coordenação com metais como ferro, cobre ou platina exigem teoria do campo cristalino ou teoria dos orbitais moleculares. Se o seu curso ou exercício envolver esses casos, VSEPR não vai te salvar. Nesse ponto, o caminho é estudar os conceitos de hibridização dsp² e d²sp³, e consultar tabelas de geometrias de complexos octaédricos e tetraédricos diretamente.