NCA109 Aula Teórica6 - Geometria Molecular

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Química – NCA109

Aula 6

Geometria molecularGeometria molecular

Prof. Guilherme Lanna Reis

[email protected]

Belo Horizonte - 2014


Química NCA109

A estrutura espacial das moléculas

Geometria molecular

A teoria das ligações covalentes de Lewis não explicava a disposição (arrumação) dos átomos na molécula.

As moléculas bem simples, como H2, O2, HCl, H2O são moléculasplanas.

(Feltre, 2005)

As moléculas mais complexas, porém, são quase sempre tridimensionais, isto é, têm seus átomos arrumados em uma estrutura (formato) espacial.

Assim, passou-se a falar em geometria molecular.

Um caso bastante comum é o da existência de um átomo central rodeado, no espaço, por vários outros átomos.


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Geometria molecular

Analogia com balões, amarrados como nas figuras abaixo:

(Feltre, 2005)

Os balões assumem espontaneamente essas arrumações de modo que, no final, todos ficam na disposição mais espaçada (esparramada) possível (arrumação mais estável para os balões).

Com os átomos acontece exatamente o mesmo, quando formam as moléculas. A tabela a seguir dá alguns exemplos comuns, nos quais o átomo central ocupa o lugar do nó que é dado nos balões.


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Geometria molecular

(Feltre, 2005)


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Geometria molecular

Na terceira coluna, vê-se o modelo “de preenchimento espacial” que indica a posição e o tamanho individual de cada átomo na molécula, respeitando inclusive os raios covalentes dos átomos e

(Feltre, 2005)

os raios covalentes dos átomos e os ângulos formados entre suas valências.

Nesse modelo se procura, portanto, representar a molécula da maneira mais real possível, como se fosse uma fotografia da própria molécula.


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Geometria molecular

A questão da geometria das moléculas pode dar origem a casos interessantes.

Exemplo:

Exista a substância PCl , não existe a substância análoga PI , pois

(Feltre, 2005)

Exista a substância PCl5, não existe a substância análoga PI5, pois o átomo de iodo é muito maior que o átomo de cloro, de modo que “não há espaço” para se colocar cinco átomos de iodo ao redor de um único átomo de fósforo.

A molécula de PI5 não pode existir por impedimento espacial.


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Geometria molecular

Moléculas com pares eletrônicos ligantes e não-ligantes

A ligação covalente é a que ocorre pelo compartilhamento de pares eletrônicos nas camadas de valência dos átomos.

Esses pares são chamados de pares eletrônicos ligantes.

Exemplo, no CH há quatro pares ligantes:

(Feltre, 2005)

Exemplo, no CH4 há quatro pares ligantes:


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Geometria molecular

Moléculas com pares eletrônicos ligantes e não-ligantes

Em muitos casos sobram, na camada de valência, pares de

elétrons que não participam de ligação alguma, sendo chamados,

por isso, de pares eletrônicos livres ou de pares não-ligantes.

(Feltre, 2005)

Exemplos do NH3 e do H2O:


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Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência

Com esse afastamento máximo, a repulsão entre os pares eletrônicos será mínima e, portanto, a estabilidade da molécula, como um todo, será máxima.

É exatamente o que ocorre nas situações mostradas anteriormente, quando os balões se empurram (se afastam) o máximo possível.

(Feltre, 2005)

quando os balões se empurram (se afastam) o máximo possível.

Essa teoria explica as estruturas espaciais do CH4, PCl5 e SF6.


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Explica a estrutura de muitas outras moléculas. Ex: NH3 e de H2O.

Nesses casos, admite-se que os pares eletrônicos livres (não-ligantes) ocupam posições no espaço.

(Feltre, 2005)

A molécula de NH3 tem o formato

de uma pirâmide trigonal, e os

ângulos entre os hidrogênios valem

aproximadamente 107°.

A molécula de H2O tem forma de V, e o

ângulo entre os hidrogênios vale

aproximadamente 105°(forma angular).


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Geometria molecular


Esta teoria foi desenvolvida pelo cientista Ronald J. Gillespie.

Também conhecida pela sigla VSEPR (do inglês valence shell

electron pair repulsion).

Em linhas gerais, esta teoria afirma que:

(Feltre, 2005)

Em linhas gerais, esta teoria afirma que:

Ao redor do átomo central, os pares eletrônicos

ligantes e os não-ligantes se repelem, tendendo a

ficar tão afastados quanto possível.


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Geometria molecular

Macromoléculas covalentes

As macromoléculas covalentes, que são “estruturas gigantes”, nas quais se encontra um número enorme de átomos reunidos por ligações covalentes. Ex: grafite e do diamante.

GrafiteÂngulo entre as ligações = 120°

(Feltre, 2005)

Ângulo entre as ligações = 120°Comprimento das ligações:— em cada “camada” de átomos, 141 pm;— entre “camadas”, 335 pm (1pm= 10-12 m).A grafite é:-um sólido mole; -conduz a eletricidade

-Massa específica: 2,25 g/cm3 (indica

estrutura cristalina menos compacta).


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Macromoléculas covalentesDiamante

Ângulo entre as ligações aprox. 109°

Comprimento das ligações = 154 pm

O diamante é:

(Feltre, 2005)

O diamante é:

-o sólido mais duro (difícil de ser

riscado) que se conhece;

-não conduz eletricidade;

-massa específica: 3,51 g/cm3 (indica

estrutura cristalina mais compacta).


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Geometria molecular

Alotropia é o fenômeno que ocorre quando um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes.

Alotropia

A alotropia do elemento oxigênio, que forma duas substâncias simples: o oxigênio (O2) e o ozônio (O3).

(Feltre, 2005)

2 3

No caso do elemento oxigênio, a alotropia é decorrente da atomicidade, que é o número de átomos existentes em cada molécula (cores-fantasia).


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Alotropia

Alotropia do carbonoAs estruturas do diamante e da grafite são duas formas alotrópicasdiferentes do elemento químico carbono.

Podemos então dizer que a alotropia decorre ou da atomicidade da substância (como é o caso do O2 e O3) ou da “arrumação” dos

(Feltre, 2005)

substância (como é o caso do O2 e O3) ou da “arrumação” dos átomos no espaço (como é o caso do diamante e da grafite).

Em 1985, os cientistas Harold W. Kroto, L. F. Cure e Richard E. Smalley descobriram uma nova forma alotrópica do carbono, formada por estruturas ocas, em forma de bola de futebol, com 60 átomos de carbono ligados entre si, como mostramos a seguir.


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Alotropia

Essa estrutura esférica, com 60 vértices e 32 faces—sendo 20 hexágonos e 12 pentágonos regulares — recebeu a sigla C60 e o nome fulereno-60. Depois descobriram-se novos fulerenos, com 32, 44, 50...540 e 960 átomos de carbono. O carbono tem muitas formas alotrópicas.

Alotropia do carbono

O carbono tem muitas formas alotrópicas.

(Feltre, 2005)


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Alotropia

Ainda com respeito ao carbono, pesquisas recentes levaram àprodução dos chamados nanotubos.

A estrutura mais simples de um nanotubo pode ser imaginada comoresultado da própria estrutura da grafite (que é plana) “enrolada” demodo a formar um tubo extremamente pequeno.

Alotropia do carbono

(Feltre, 2005)

modo a formar um tubo extremamente pequeno.

Os cientistas já estão imaginando várias aplicações para osnanotubos — desde fibras de alta resistência mecânica até comosubstitutos dos atuais chips de silício usados em computadores.

Os nanotubos, moléculas constituídas de átomos de carbono, podemvir a substituir os chips de silício em computadores muito menoresque os atuais.


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AlotropiaAlotropia do carbono

(Feltre, 2005)

Quando os anéis de carbono se alinham com o eixo principal de um nanotubo, a molécula conduz eletricidade tão facilmente quanto o metal.

Quando o padrão dos anéis hexagonais em um nanotubo é deformado, o nanotubo age como um semicondutor.

Isso significa que ele conduz eletricidade apenas depois que um certo limiar é atingido.


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Alotropia

O fósforo apresenta duas formas alotrópicas principais: o fósforo branco e o fósforo vermelho.

O fósforo branco é um sólido branco, de aspecto semelhante ao da cera, de densidade igual a 1,82 g/cm3, que funde a 44 °C e

Alotropia do fósforo

(Feltre, 2005)

da cera, de densidade igual a 1,82 g/cm3, que funde a 44 °C e ferve a 280 °C.

É muito reativo (chega a pegar fogo quando exposto ao ar), sendo por isso conservado dentro de água.

Quando o aquecemos em ausência de ar e a cerca de 300 °C, ele se converte lentamente em fósforo vermelho, que é mais estável (isto é, menos reativo).


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Alotropia do fósforo

O fósforo vermelho é um pó

amorfo (não apresenta

estrutura cristalina), de cor

vermelho escura, densidade

2,38 g/cm3 e temperatura de

fusão 590 °C; cada grão de pó

é formado por milhões de

moléculas P4 unidas umas às

outras, dando origem a uma

molécula gigante (P∞).

(Feltre, 2005)

Pedaços de fósforo branco num béquer com água e fósforo vermelho num vidro de relógio.


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AlotropiaAlotropia do enxofre

O enxofre também apresenta duas formas alotrópicas principais: o enxofre ortorrômbico (ou simplesmente rômbico) e o enxofre monoclínico.

As duas formas alotrópicas são formadas por moléculas, em forma de anel, com oito átomos de enxofre (S8), como mostrado abaixo:

(Feltre, 2005)


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AlotropiaAlotropia do enxofre

(Feltre, 2005)

As duas formas alotrópicas do enxofre fervem a 445 °C. Em condições ambientes, ambas se apresentam como um pó amarelo, inodoro, insolúvel em água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2).

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Doença do estanho

Geometria molecular

(Callister,2008)

Transformação alotrópica –muda a estrutura cristalina.


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Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas

Uma ligação covalente significa o compartilhamento de um par eletrônico entre dois átomos.

Quando os dois átomos são diferentes, no entanto, é comum um deles atrair o

(Feltre, 2005)

no entanto, é comum um deles atrair o par eletrônico compartilhado para o seu lado.

O cloro atrai o par eletrônico compartilhado para si. Nesse caso, dizemos que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio e que a ligação covalente está polarizada, ou seja, é uma ligação covalente polar.


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Nesta representação, a flecha cortada indica o sentido de deslocamento do par eletrônico;

O sinal δ- representa a região da molécula com maior densidade eletrônica, e o sinal δ+, a região com menor densidade eletrônica. A maior densidade

(Feltre, 2005)

região com menor densidade eletrônica.

A molécula se comporta então como um dipolo elétrico (Sistema constituído por duas cargas elétricas puntiformes de mesmo valor, mas de sinais opostos, à pequena distância uma da outra), apresentando o que se convencionou chamar de cargas parciais — positiva (δ+) e negativa (δ-).

A maior densidade eletrônica ao redor do cloro é também representada espacialmente.


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Quando os dois átomos são iguais, como acontece nas moléculas H2e Cl2, não há razão para um átomo atrair o par eletrônico mais do que o outro.

Tem-se, então, uma ligação covalente apolar. Lodo, define-se:

(Feltre, 2005)

Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.


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Eletronegatividade: tendência que um elemento possui em atrair para si o par de elétrons de uma ligação. Valores teóricos obtidos a partir do raio e AE (propriedades do elemento isolado).

Raio pequeno – maior capacidade de atrair elétrons.

Eletronegatividade é propriedade do elemento ligado(-e adimensional, não é medida, mas sim calculada).

AE e EI – tem unidades de medida.


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Elemento ValorF 4,0O 3,5N 3,0Cl 2,8Cl 2,8Br 2,6S 2,3C 2,3H 2,1

Ligação covalente apolar: - ocorre quando a diferença de eletronegatividade, ∆ , entre as espécies é zero (∆ =0).- o par de elétrons da ligação está homogeneamente distribuído entre os 2 núcleos.


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Ligação covalente apolar: - ocorre quando a diferença de eletronegatividade, ∆ , entre as espécies é zero (∆ =0).- o par de elétrons da ligação está homogeneamente distribuído entre os 2 núcleos.

EX: Cl2Cl - Cl2,8 2,8 ∆ = 2,8 – 2,8 = 0

Não acontece somente entre átomos da mesma elemento.

C e S também possuem (∆ =0 = 2,3-2,3).


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Baseando-se em medidas experimentais, o cientista Linus Pauling criou

uma escala de eletronegatividade, representada a seguir num esquema

da Tabela Periódica (esses valores não têm unidades).

(Feltre, 2005)


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Os elementos mais eletronegativos são os halogênios (especialmente o flúor, com eletronegatividade igual a 4,0), o oxigênio (3,5) e o nitrogênio (3,0).

(Feltre, 2005)

Os elementos das colunas B da Tabela Periódica têm eletronegatividades que variam de 1,2 (eletronegatividade do Y-ítrio) a 2,4 (eletronegatividade do Au-ouro).

É interessante também notar que a eletronegatividade de cada elemento químico está relacionada com seu potencial de ionização e sua eletroafinidade (ou afinidade eletrônica).


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(Feltre, 2005)Logo, a eletronegatividade é também uma propriedade periódica.


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As setas indicam o aumento da eletronegatividade dos elementos (e a parte mais escura indica a localização dos elementos de maior eletronegatividade).

Os gases nobres foram excluídos, porque não apresentam nem caráter negativo nem caráter positivo.

(Feltre, 2005)

caráter negativo nem caráter positivo.


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Ligações apolares e ligações polares

Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em função da diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos envolvidos, pode-se classificar as ligaçõescovalentes como:

(Feltre, 2005)

Ligações apolares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero (ou muito próximo de zero).


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Ligações polares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero.

(Feltre, 2005)


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Importante: quando essa diferença ultrapassa o valor 1,7, a

atração exercida por um dos átomos sobre o par eletrônico é tão

grande que a ligação covalente se “rompe”, tornando-se uma

ligação iônica.

(Feltre, 2005)

ligação iônica.


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Consequentemente, podemos afirmar que existe uma transição gradativa entre as ligações covalentes e as iônicas, à proporção que o valor de Δ aumenta. Pode-se construir a seguinte tabela:

(Feltre, 2005)


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Aplicando essa ideia a alguns compostos ao longo da Classificação Periódica, tem-se:

(Feltre, 2005)


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Como resumo geral tem-se, então, o seguinte esquema:

(Feltre, 2005)

Ligação covalente polar – ligação intermediária entre iônica e covalente apolar.

Não chega a formar ânions e cátions com cessão de elétrons. Mas há atração do par de elétrons.


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Momento dipolar

As moléculas polares se orientam sob a ação de um campo elétrico externo conforme o esquema abaixo:

(Feltre, 2005)


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Momento dipolar

A capacidade de a molécula se orientar é maior ou menor dependendo da diferença de eletronegatividade e do comprimento da ligação entre os átomos.

Por isso, a medida da polaridade das ligações é feita pelo chamado momento dipolar, que é representado pela letra grega μ (mi).

(Feltre, 2005)

momento dipolar, que é representado pela letra grega μ (mi).

Momento dipolar (μ) é o produto do módulo da carga elétrica parcial (δ) pela distância entre os dois extremos de um dipolo.


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Momento dipolar

O momento dipolar é medido na unidade debye (D), que equivale a 3,33 x 10-30 coulomb x metro.

(Feltre, 2005)

Na molécula, o momento dipolar pode ser mais bem representado pelo chamado vetor momento dipolar, em que a direção do vetor é a da reta que une os núcleos dos átomos;

O sentido do vetor é o do átomo menos para o mais eletronegativo; e o módulo do vetor é igual ao valor numérico do momento dipolar.


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Moléculas polares e moléculas apolares

Quando uma molécula tem ligações polares não será obrigatoriamente polar.

A molécula BeH2 tem duas ligações polares, pois o hidrogênio é mais eletronegativo do que o berílio.

No entanto, considerando que a molécula é linear, a atração

(Feltre, 2005)

No entanto, considerando que a molécula é linear, a atração eletrônica do hidrogênio “da esquerda” é contrabalançada pela atração do hidrogênio “da direita” e, como resultado final, teremos uma molécula não-polar (ou apolar).

A resultante dos dois vetores é nula.


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A molécula BCl3 tem três ligações polares.

No entanto, a disposição dos átomos na molécula faz com que os três vetores momento dipolar se anulem e, como resultado, a molécula é apolar.

(Feltre, 2005)


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A molécula de água, por sua vez, tem forma de V. Somando os vetores momento dipolar μ1 e μ2, teremos, segundo o esquema abaixo, o vetor resultante (μ).

Conseqüentemente: a molécula de água é polar (μ = 1,84 D); o “lado” onde estão os hidrogênios é o mais eletropositivo (δ+);

(Feltre, 2005)

“lado” onde estão os hidrogênios é o mais eletropositivo (δ+);o “lado” do oxigênio é o mais eletronegativo (δ-).

É devido a essa polaridade que um filete de água que escorre de uma torneira pode ser desviado por um objeto eletrizado.


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A molécula de amônia (NH3) tem a forma de uma pirâmide trigonal.

Nessa molécula, os vetores momento dipolar também não se anulam e, como resultado, a molécula é polar (μ = 1,48).

Junto aos hidrogênios, a molécula é mais eletropositiva (δ+); e junto

(Feltre, 2005)

Junto aos hidrogênios, a molécula é mais eletropositiva (δ+); e junto ao par eletrônico livre, ela é mais eletronegativa (δ-).


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Moléculas polares e moléculas apolaresA molécula do tetracloreto de carbono (CCl4) tem forma de um tetraedro regular.

Existem quatro ligações polares, mas os vetores se anulam; consequentemente, a molécula é apolar (μ = 0).

Mas, bastaria trocar, por exemplo, um átomo de cloro por um de

(Feltre, 2005)

Mas, bastaria trocar, por exemplo, um átomo de cloro por um de hidrogênio, para que a nova molécula (CHCl3) fosse polar (quando os vetores momento dipolar não se anulam, a molécula será polar).


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Outra maneira de analisar a polaridade de uma molécula é comparar os números de:• pares eletrônicos ao redor do átomo central;• átomos iguais ligados ao átomo central.Se esses dois números forem diferentes, a molécula será polar. Ex:

(Feltre, 2005)


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Moléculas polares e moléculas apolaresÉ importante ainda comentar que a polaridade das moléculas influi nas propriedades das substâncias.

Um exemplo importante é o da miscibilidade (ou solubilidade) das substâncias.

“Semelhante dissolve semelhante”.

(Feltre, 2005)

substâncias.

A água e o álcool comum, que são polares, misturam-se em qualquer proporção.

A gasolina e o querosene, que são apolares, também se misturam em qualquer proporção. Já a água (polar) e a gasolina (apolar) não se misturam.

A água e a gasolinanão se misturam

porque suas moléculasdiferem na polaridade.


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Exercício: Classificar cada ligação em polar ou apolar. Para ligação polares representar “s+”e “s-“ . Colocar todas as ligações em ordem crescente de polaridade: (Pensar em módulo (o maior – o menor))

a)HC

b)HN

c)COc)CO

d)CS

e)HO

f)HCl

g)CF

h)Cl2


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│a)H – C – ∆ = 2,3-2,1= 0,2 H – positivo (+) C (-)

│

b)H – N – ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 H(+) N(-)│

│c) - C – O – ∆ = 3,5-2,3 =1,2 C(+) O(-)

│

│d)– C – S – ∆ =2,3-2,3=0 não representad)– C – S – ∆ =2,3-2,3=0 não representa

e)H – O - ∆ = 3,5-2,1=1,4 H(+) O(-)

f)H – Cl ∆ = 2,8-2,1 = 0,7 H(+) Cl(-)

│g) -C – F ∆ = 1,7 C(+) F(-)

│

h)Cl – Cl ∆ = 0 Sequência: h, a, f, b, c, e, g

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Tabela periódica dos elementos

(Cascudo, 2007)

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Fim da Aula 6

GEOMETRIA MOLECULAR

Para reflexão:Para reflexão:

"Você pode vencer pela inteligência, pela habilidade ou pela sorte, mas nunca sem trabalho."

Autor desconhecido

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