Como encontrar a geometria de uma molécula?

via etc.usf.edu

Se no ensino médio você tem dificuldades em saber se, por exemplo, a estrutura do BF₃ é trigonal plana e o CO₂ linear, mas não entra na mente por quê H₂O é angular, agora seus problemas acabaram. No período passado da faculdade aprendi um método muito bom. Ele se chama RPECV ou ainda VSEPR (pronuncia-se “vésper”), sigla em inglês para teoria de repulsão dos pares de elétrons na camada de valência.

SOLOMONS, p. 32

O princípio dele é muito interessante: fazer uso dos pares de elétrons que NÃO fazem ligação, ou seja, pares de elétrons não ligantes, para prever a disposição dos átomos de uma molécula. Lembrando que os compostos buscam o equilíbrio quanto a localização de seus constituintes estruturalmente, e que estados de menor energia oferecem maior estabilidade, então os átomos tendem a ficar igualmente espaçados. Uma evidência experimental e que pode servir de analogia vem da observação da ligação hidrogênio-hidrogênio: conforme aproximamos os dois núcleos, seus orbitais começam a se sobrepor, no entanto há um limite: se juntamos demais, há repulsão; se unimos a uma distância de 74 pm (7,4 × 10^-11 metros), estabilidade máxima (KOTZ, p. 382; ALLINGER, p.15) Portanto, seja em interações átomo-átomo ou entre átomos não ligados entre si em uma mesma molécula, quanto maior a distância, melhor.

As suposições por trás desta teoria (RUSSEL, p. 409) são:

“1. Os pares eletrônicos da camada de valência do átomo central numa molécula ou num  íon poliatômico tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Isto  significa que eles ficam tão próximos quanto possível do núcleo e ao mesmo tempo ficam o  mais afastado possível entre si, a fim de minimizar as repulsões intereletrônicas.”

“2. A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou não. Se os dois pares estão compartilhados a repulsão é a mais fraca, é intermediária entre um par solitário e um par compartilhado e é a mais forte entre dois pares solitários. É fácil entender isto tendo em vista que a nuvem eletrônica de um par compartilhado se espalha além do átomo central devido à atração exercida pelo núcleo do segundo átomo, o que aumenta a distância entre esta nuvem e outros pares eletrônicos ao redor do átomo central e, portanto, reduz as repulsões entre eles. Por outro lado, a nuvem eletrônica de um, par solitário se espalha lateralmente e se aproxima mais dos outros pares da camada de valência, o que leva a repulsões fortes entre os pares.”

“3. Forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre pares. São fortes em ângulos de 90°, mais fracas em ângulos de 120° e extremamente fracas em ângulos de 180°. Na prática, não é necessário considerar repulsões para ângulos superiores a 90°.”

Seguindo esses princípios, é possível desenhar uma boa quantidade de estruturas, embora teorias mais avançadas como a TLV e a TOM possam ir além e explicar até mesmo como espécies “esquisitas” como H₂⁺ podem existir e o paramagnetismo do oxigênio. Por enquanto elas não serão discutidas no blog.

1º – Desenhando uma estrutura: Lewis é importante

Não podemos abandonar a fórmula eletrônica ou de Lewis. Ela mostra-se essencial neste processo. Inicialmente, como aprendemos desde o 9º ano, fazemos um rascunho dispondo os átomos com seus elétrons de valência (da última camada) ao redor dos mesmos, com pontinhos. DICA: você observa o número de elétrons pela família do elemento (1A: 1 e⁻, 2A: 2 e⁻, indo até 8A: 8 e⁻).

via meta-synthesis.com

Por exemplo, a estrutura eletrônica da amônia se daria da união de um átomo de nitrogênio com três átomos de hidrogênio, isto é:

McMURRY, p. 24

Basta unirmos os pontos, de modo que cada átomo complete seu octeto, salvo exceções, e mantenham-se estáveis.

McMURRY, p.24

2º – O número estérico

É aquele que se estressa à toa e… (risos). Brincadeiras às parte,  o número estérico é dado pela soma do número de ligações químicas, L, com o número de pares de elétrons não compartilhados na camada de valência, P, sendo ambos relacionados ao átomo central (isso significa que pouco importam os pares de elétrons dos átomos ligados – ou não – a ele). Devo frisar que tanto ligações simples como duplas, triplas e coordenadas dativas são consideradas uma só, exclusivamente neste cálculo (ex.: se tivéssemos CO₂, isto é,
O == C == O, então L seria 2). Temos então:

nº estérico = L + P

No caso da amônia, teríamos: nº estérico = 3 + 1 = 4

3º – Geometria

Dispondo das informações obtidas, podemos utilizar uma tabela que resume todas as possíveis geometrias moleculares.

RUSSELL, p. 817, tabela 8.7 (clique para ampliar)

Como o número estérico da amônia é 4 e ela possui apenas 1 par de elétrons não compartilhados, a leitura é feita como 41.

Recomendo decorar (sim, neste caso é inevitável) por dezenas, ou seja, 20 é linear, 51 é cachaça gangorra, e assim por diante. Comecem estudando os que terminam em zero, que são os mais gerais:

20 – linear (ângulo entre os ligantes: 180º)

30 – trigonal plana (ângulo entre os ligantes: 120º)

40 – tetraédrica (ângulo entre os ligantes: 109º 28′)

41 – pirâmide trigonal

42 – angular

50 – bipirâmide trigonal (ângulo entre os ligantes: 90º, 120º)

51 – gangorra

52 – T

53 – linear

60 – octaédrica (ângulo entre os ligantes: 90º)

61 – pirâmide de base quadrada

62 – quadrado planar

*Obs.: os ângulos, que são médios, devem ser vistos em 3-D, não no plano, 2-D.

Embora me limite a entrar no assunto hibridação, creio ser interessante mostrar a versão tridimensional da amônia relacionando-a:

McMURRY, p. 25

Finalmente, temos que a geometria da amônia, NH₃, amoniaco em espanhol, é pirâmide trigonal.

Viram? Desse jeito é muito simples. Não entendo como os professores não passam isso em sala. Ah, não posso deixar de comentar: caso queiram utilizar deste método, por obséquio, falem antes com seus professores de química. Talvez eles não os deixem utilizá-lo, embora extremamente útil. Em resposta negativa, o jeito é continuar com a maneira arcaica. De qualquer modo, agora sabem prever as mais variadas estruturas.

Dica de leitura

http://www.meta-synthesis.com/webbook/30_timeline/lewis_theory.php (em inglês)

REFERÊNCIAS

SOLOMONS, T. W. G.; FRYHLE, C. B.; Química Orgânica. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001.

McMURRY, J; Quimica Organica. 5ª ed. España: Thomson Internacional, 2000.

RUSSELL, J. B.; Química Geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994.

ALLINGER, N. L. (et al); Química Orgânica. 2 ª ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois S.A., 1978.