Modelo RPENV e Geometria Molecular

Olá, agora que sabemos como desenhar as estruturas de Lewis para diferentes moléculas, vamos ver como modelo de repulsão de pares de elétrons do nível de valência nos auxilia prever a geometria das moléculas. A geometria de uma molécula é definida pelo arranjo tridimensional de seus átomos incluindo não apenas a forma, mas também os ângulos e comprimentos de ligação. É válido lembrar que a geometria influencia em uma série de propriedades das moléculas, como polaridade que irá influenciar solubilidade, temperatura de fusão e de ebulição, magnetismo, reatividade, atividade biológica entre outras.

Uma atividade biológica que merece destaque é o modelo de ação enzimática conhecido como chave e fechadura, nesse modelo a chave que representa o substrato deve ter uma geometria específica para interagir com o sítio ativo da enzima que é denominada de fechadura, assim a enzima só ativará determinadas moléculas cuja de geometria for apropriada para encaixe no seu sítio ativo, não interagindo portanto com diversas outras. Como vimos a estrutura de Lewis de um composto nos mostra como os elétrons estão distribuídos na molécula, porém não nos fornecem informação sobre a geometria da mesma. Nesse sentido o modelo de repulsão dos pares de elétrons do nível de Valência conhecida como modelo RPENV veio para nos auxiliar a determinar a geometria das moléculas.

Ele estabelece, portanto, alguns princípios que vão explicar a forma das moléculas ampliando a teoria de Lewis. Esse modelo segue alguns princípios como: ligações químicas e pares de elétrons isolados são regiões de alta concentração de elétrons e tendem a se repetir. Essas regiões de alta concentração de elétrons são denominadas de domínios eletrônicos, e serão chamadas assim daqui em diante.

Desta forma a geometria em volta do átomo central será que ela que minimizar a repulsão entre os domínios. Por fim ligações múltiplas são consideradas como um único domínio eletrônico Assim como as ligações simples. Vamos ver como isso funciona com exemplos.

Vamos ver agora os principais arranjos que algumas moléculas podem assumir. O mais simples dele é um arranjo onde nós temos apenas dois domínios eletrônicos em volta do átomo central. Vamos pegar como exemplo a molécula do dióxido de carbono CO2.

A estrutura de Lewis para essa molécula está representada aqui, repare que em volta do átomo de carbono que o átomo central nós temos dois domínios eletrônicos apenas, pois cada ligação múltipla conta conta como apenas um domínio. Assim as formas que essa molécula vai assumir para que minimize a repulsão entre esses domínios eletrônicos é essa daqui que nós chamamos de um arranjo linear. No arranjo linear é importante ver que o ângulo de ligação entre os domínios será de 180 graus.

Vamos ver agora o próximo arranjo que é o arranjo contendo três domínios eletrônicos em volta do átomo central. Então repare que a maneira com que as ligações vão se distanciar para minimizar a repulsão é nessa estrutura que nós chamamos de trigonal plana. Nessa estrutura as ligações possuem um ângulo de 120 graus e todos os átomos quatro central e os três átomos foi rodeando o átomo central estão no mesmo plano, por isso que ela é denominada de trigonal plana.

Um exemplo de molécula é a molécula do BF3 que consiste em três átomos de flor em volta do átomo de boro, e o ângulo de ligação, portanto , entre esses átomos será de 120 graus. Outro arranjo é um arranjo contendo quatro domínios eletrônicos em volta do átomo central. Um exemplo muito comum é a molécula de metano.

Então vamos olhar por por exemplo, que o carbono, a molécula de metano tem fórmula CH4, então o carbono é o átomo central e está envolvido por quatro átomos de hidrogênio. Repare que a forma como esses átomos vão estar mais distantes, portanto as ligações vão estar mais distantes uma das outras, é assumindo um arranjo que nós chamamos de tetraédrico. Vamos entender como é esse arranjo.

Se colocarmos o átomo central e mais dois átomos de hidrogênio aqui nesse exemplo no mesmo plano, que é o plano do quadro branco, repare que um dos hidrogênios vai estar apontando lá para trás do plano do quadro branco, enquanto que o outro hidrogênio estará apontando para frente do plano do quadro, assim nós podemos representar a molécula de metano dessa maneira: carbono como átomo central dois átomos de hidrogênio no plano, um átomo de hidrogênio que está para fora, para frente do plano, nós representamos com a cunha fechada e um outro átomo de hidrogênio que está para trás, para baixo do plano, nós representamos com a cunha pontilhado ou tracejada. Lembrando que o ângulo de ligação entre todos essas esses átomos é de 109,5 graus. O próximo arranjo será aquele formado com cinco domínios eletrônicos em volta do átomo central.

Então para entendermos esse arranjo vamos partir daquele arranjo trigonal plano que nós vimos para a molécula de BF3. Então nós temos três domínios eletrônicos em volta do átomo central e agora para chegarmos na estrutura com cinco átomos em volta do átomo central, nós precisamos apenas adicionar os dois átomos restantes, um apontando para cima do plano e um apontando para baixo do plano. Essa estrutura aqui é a que minimiza a repulsão nesse tipo de arranjo com cinco domínios eletrônicos e recebe o nome de bipiramidal trigonal ou bipirâmide trigonal.

Nesse caso nós temos então três átomos verdes aqui representados no plano, um átomo branco para fora do plano e o outro átomo para dentro do plano. Esse nome se deve a duas pirâmides que são formadas, uma para cima e uma para baixo, ambas com uma base triangular. E os ângulos das ligações como ficam?

Então olhando para os átomos verdes apenas, o ângulo será igual àquele que observamos para molécula de BF3, ou seja, um ângulo de 120 graus. Agora olhando para esses átomos que apontam para cima e para baixo do plano, o ângulo de ligação deles com esses átomos do plano é de 90 graus, e é de 180 graus com relação um ao outro. Desenhando então um exemplo podemos citar o PF5 que consiste em cinco átomos de flúor em volta do átomo de fósforo.

Nesse caso então, temos que esse ângulo de ligação que representa o átomo branco e verde é um ângulo de 90 graus enquanto que o ângulo de ligação entre os átomos verdes é de 120 graus. Por fim temos o arranjo que possui seis domínios eletrônicos em volta do átomo. Então observe que essa vai ser a forma que irá minimizar a repulsão entre esses domínios eletrônicos.

Então teremos quatro átomos representados aqui como átomos brancos, que vão fazer parte do plano aqui do quadro branco e dois átomos representados aqui com átomos cinza que vão estar projetados para fora e para dentro do plano do quadro. A esse arranjo nós damos o nome de octaédrico e os ângulos de ligações entre todas elas será de 90 graus. Um exemplo é o SF6, onde nós temos seis átomos de flúor em volta do átomo de enxofre.

Lembrando então que todas essas ligações vão ter um mesmo valor de ângulo, que é o ângulo de 90 graus. Resumindo, aqui estão cinco arranjos eletrônicos básicos que vimos com o número de domínios eletrônicos o nome e o ângulo de ligação de cada um deles. Mas então qual é a diferença entre arranjo eletrônico e geometria molecular?

O arranjo eletrônico de uma molécula é o arranjo considerando todas as ligações e pares de elétrons isolados ao redor do átomo central, ou seja, no arranjo eletrônico consideramos todos os domínios eletrônicos em volta do átomo central, e vimos que existem cinco tipos básicos. Porém a geometria molecular vai descrever apenas a localização dos átomos no arranjo, ou seja, vamos pegar o caso da amônia. A amônia tem essa estrutura de Lewis e, portanto, tem quatro domínios eletrônicos em volta do átomo de nitrogênio tendo, portanto, um arranjo eletrônico tetraédrico.

Porém, como veremos mais para frente em detalhes, o par de elétrons isolados não será considerado na hora de darmos o a geometria molecular desse composto, portanto, a geometria será diferente do arranjo eletrônico. Vamos ver agora com mais detalhes alguns exemplos. O primeiro exemplo é o da molécula de NO2-, o ânion nitrito.

A estrutura de Lewis dessa molécula está representada aqui. Nós temos um nitrogênio ligado a dois oxigênios e um par de elétrons isolados sobre ele. Como essa molécula possui três domínios eletrônicos em volta do átomo central, o arranjo esperado é um arranjo trigonal plano, como já vimos para molécula de BF3.

Porém reparem que uma das ligações deve ser substituída por um par de elétrons não ligantes. Dessa forma nós teremos uma estrutura representada assim: então nós temos agora o nitrogênio com dois oxigênios e um par de elétrons não ligantes representados por essa parte branca. Repare que agora, apesar do arranjo ser o arranjo trigonal plano, a geometria vai receber um nome diferente.

O nome dessa geometria é geometria angular, porque agora nós não vamos considerar mais o par de elétrons não ligantes, e também nós temos que perceber que o ângulo da ligação no arranjo trigonal plano é de 120 graus, porém como uma das ligações foi substituída por um par de elétrons não ligantes, esse par de elétrons isolados causam maior repulsão sobre a ligação do que uma ligação química, dessa forma esse ângulo de ligação vai diminuir e no caso do ânion nitrito ele é de 115 graus aproximadamente. Assim podemos representar o nitrogênio com o par de elétrons não ligantes, os dois oxigênios com seus pares de elétrons, a carga menos, e por fim falar que esse ângulo de ligação é menor que 120 graus. Outro exemplo é para molécula de amônia.

Repare que na estrutura de Lewis da molécula de amônia temos três hidrogênio se ligando o átomo de nitrogênio e um par de elétrons não ligantes sobre ele, assim temos quatro domínios eletrônicos em volta do nitrogênio. Quatro domínios eletrônicos resultam num arranjo tetraédrico, como vimos para molécula de CH4. Porém uma das ligações deve ser substituída por um par de elétrons isolados, assim teremos essa forma de molécula.

Ela terá o nome de geometria piramidal trigonal. Essa estrutura piramidal se deve à semelhança uma pirâmide de base triangular. É importante relembrar que o ângulo de ligação previsto para um arranjo tetraédrico É de 109,5 graus, porém como uma das ligações foi substituída por um par de elétrons que causa maior repulsão que uma ligação química, esse ângulo hidrogênio nitrogênio e hidrogênio terá um valor menor que 109,5.

podemos então representar amônia como nitrogênio, par de elétrons não ligantes, os três hidrogênios e colocar então que esse ângulo de ligação é um ângulo menor que 109,5 graus. O próximo exemplo é da molécula de água, repare que o oxigênio possui também quatro domínios eletrônicos em volta dele, sendo duas ligações e dois pares de elétrons isolados. Assim o arranjo será tetraédrico como nas outras moléculas que já citamos, porém agora duas ligações serão substituídas por dois pares de elétrons isolados representados aqui em roxo, dessa forma a geometria da molécula de água será uma geometria angular, assim como a geometria do íon nitrito como já vimos.

Dessa maneira podemos representar a molécula de água como um oxigênio contendo dois pares de elétrons não ligantes ligados a dois hidrogênios numa geometria angular. O ângulo de ligação esperado para um arranjo tetraédrico é de 109,5, porém como temos dois pares de elétrons não ligantes aqui, esse ângulo também se torna menor e 109,5 graus. Resumindo nas moléculas com dois domínios eletrônicos em volta do átomo central podemos ter apenas a geometria linear, quando temos três domínios eletrônicos podemos ter uma geometria trigonal plana, se todos os domínios forem ligações químicas ou podemos ter a geometria angular se um dos domínios for um par de elétrons isolados.

e para moléculas com quatro domínios eletrônicos podemos ter uma geometria tetraédrica se todos os domínios forem ligações químicas, piramidal trigonal se um dos domínios foram par de elétrons isolados, e angular se dois domínios forem pares de elétrons isolados como no caso da molécula de água. Vimos também que o ângulo esperado entre as ligações num arranjo tetraédrico é de 109,5 graus, porém para moléculas que apresentam domínios não-ligantes temos que esse ângulo será menor que 109,5. No caso quando o número de domínios aumenta de um para dois esse ângulo é ainda menor.

Isso acontece devido a um quarto princípio do modelo que diz que pares de elétrons não ligantes ou isolados exercem maior força de repulsão em domínios eletrônicos adjacentes e tendem a diminuir o ângulo de ligação. uma possível explicação para isso é que um par de elétrons ligantes, ou seja, um par de elétrons de uma ligação está contido entre o núcleo de dois átomos. Portanto ser atraído por dois núcleos e ocupará assim um espaço menor do que um par de elétrons isolado que está concentrado apenas sobre um átomo, sendo atraído por apenas um núcleo.

Dessa forma o par não-ligante ocupará um espaço muito maior do que um par de elétrons ligantes. Assim a ordem de repulsão exercida será par isolado para isolado maior do que par isolado ligação maior que ligação ligação. Isso explica o porquê que o ângulo da molécula de água é menor que da amônia, que por sua vez, é menor do que da molécula de metano.

Apesar de considerarmos as ligações múltiplas como um domínio eletrônico assim como as ligações simples, a repulsão que as ligações múltiplas exercem sobre domínios eletrônicos adjacentes é maior do que a de ligações simples. por exemplo, na molécula de BF3 todos os domínios são iguais sendo ligações simples. Portanto o ângulo esperado para essa molécula é de 120 graus, porém no fosgênio, cuja estrutura está desenhada aqui, nós temos duas ligações simples e uma ligação dupla, dessa forma, como a ligação dupla exerce uma repulsão maior do que a ligação simples, o que acontecerá é que esse ângulo ligação simples ligação dupla aumentará enquanto que o ângulo formado entre duas ligações simples diminuirá.

Assim esse ângulo é de 124. 3 que é maior do que 120, e esse é de 111. 4 graus que é menor do que 120, para o caso dessa molécula.

Isso é bastante lógico uma vez que uma ligação dupla contém 2 pares de elétrons ligantes assim a repulsão será maior do que quando temos apenas uma ligação simples que possui apenas um par de elétrons ligantes. No arranjo envolvendo cinco domínios eletrônicos em volta do átomo central, que nós chamamos de bipiramidal trigonal, nós temos dois tipos de posições diferentes dos domínios. Uma posição é a posição equatorial enquanto a outra posição é a posição axial como mostrado nesta figura.

Algumas moléculas como o tetrafluoreto de enxofre apresenta 5 dominios eletrônicos, mas um deles é um par de elétrons isolados. Na opinião de vocês esse par de elétrons isolados poderia ocupar qualquer posição, seja axial ou equatorial, ou uma delas geraria uma menor repulsão entre os domínios eletrônicos? Vamos começar com o tetrafluoreto de enxofre SF4, a estrutura de Lewis está representado aqui e podemos ver que temos quatro domínios ligantes e um domínio não ligante, um par de elétrons isolados, em volta do átomo de enxofre.

Como temos cinco domínios eletrônicos, o arranjo esperado é um arranjo bipirâmide trigonal. Como já vimos então no caso teremos, três domínios eletrônicos,no plano, que essa região chamamos de equatorial enquanto dois domínios eletrônicos acima e abaixo do plano chamamos aqui de regiões axiais. Agora como uma das ligações deverá ser substituída por um par de elétrons não ligantes, não é em qualquer posição que esse par de elétrons pode ficar.

Ele ficar numa posição em que ocorrerá a menor repulsão possível entre outras ligações nesse caso como a distância, ou melhor, o ângulo de ligação é de 120 aqui nas posições equatoriais, a substituição de uma ligação será aqui nessa posição pelo par de elétrons não ligantes, desta forma teremos que substituí-la aqui e teremos, então, como resultado uma geometria que é chamada de geometria de gangorra, pois ela se assemelha mesmo a uma gangorra onde os átomos verdes seriam a base da gangorra e aqui seria então a plataforma É válido lembrar que o ângulo de ligação esperado nesse arranjo seria de 120 graus aqui nas posições axiais e de 90 graus aqui na posição equatorial. Nós podemos então desenhar o SF4 dessa forma e aí veremos que o ângulo de ligação devido à existência desse par de elétrons não ligantes aqui, fará com que esse ângulo de ligação seja menor que 120 graus, e que esse ângulo de ligação flúor e enxofre flúor nas posições axiais seja então maior que 180°. O próximo exemplo é o do trifluoreto de cloro, nessa molécula como podemos ver na estrutura de Lewis, o cloro tem três ligações e dois pares de elétrons sobre ele, assim ele também terá cinco domínios eletrônicos e, portanto, o arranjo esperado continua sendo bipirâmide trigonal, porém agora nós temos que duas ligações químicas serão substituídas por pares de elétrons não ligantes.

Dessa maneira devemos substituir as ligações nas posições equatoriais como vimos no exemplo anterior, chegando então nessa geometria. Então lembrem-se que aqui tinha mais dois átomos verdes que formavam o triângulo cujos ângulos eram de 120°, substituindo duas dessas ligações então teremos essa estrutura, cuja geometria recebe o nome de geometria T, por lembrar a letra T. Se desenharmos então essa molécula podemos desenhá-la: cloro, fluor, flúor e os dois pares de elétrons nas posições equatoriais.

Assim devido a repulsão maior desses pares de elétrons, essa ligação flúor cloro flúor será menor que 180 graus. último exemplo então do grupo de compostos que tem cinco domínios eletrônicos é o fluoreto de xenônio. Então essa molécula terá o Xenônio ligado a dois átomos de flúor e três pares de elétrons não ligantes sobre ele.

Dessa maneira nós temos então um arranjo bipirâmide trigonal da mesma forma, porque serão cinco domínios eletrônicos, porém agora três das ligações justamente as ligações nas posições equatoriais serão substituídas por pares de elétrons não ligantes. Aqui fica mais fácil visualizar que nesta posição a repulsão será menor entre os pares, já que a distância deles será maior uma vez que o ângulo de 120 graus. Assim nós teremos uma geometria dessa molécula linear.

O ângulo de ligação nesse caso será de 180 graus, já que os pares de elétrons isolados estão igualmente distribuídos na estrutura. Quando temos arranjos com cinco domínios eletrônicos vimos então que três deles ocuparão posições equatoriais e 2 posições axiais, de forma que os pares de elétrons não ligantes ou isolados ocuparão sempre as posições equatoriais por provocarem menor repulsão aos domínios adjacentes. Como vimos também para o tetrafluoreto de enxofre, a entrada de um par de elétrons não ligantes na posição equatorial levará então a aumento desse ângulo de ligação, que será então maior que 180, e uma diminuição desse ângulo de ligação entre os átomos equatoriais que será então de 116°, menor que 120.

Resumindo, para arranjos com cinco domínios eletrônicos podemos então ter uma geometria bipiramidal trigonal, se todos os domínios podem ligações químicas, gangorra, se uma delas foram par isolado, em T se duas delas foram em pares isolados, e lineares, se três delas forem pares isolados. Agora nós vamos ver exemplos de moléculas que apresentam seis domínios eletrônicos em volta do átomo central. Um exemplo é o hexafluoreto de enxofre que possui a estrutura de Lewis desenhada aqui.

No caso então a geometria que essa molécula vai assumir, vai ser aquela minimizar a repulsão entre os domínios eletrônicos e vai assumir essa estrutura que nós chamamos de octaédrica. Então reparem que nessa estrutura podemos desenhar dois domínios eletrônicos no plano da lousa, no plano do quadro que contém aqui o átomo central, E quando nós fazemos isso nós temos aqui dois domínios eletrônicos que vão apontar para baixo do plano e dois que vão apontar para cima do plano. E aí numa visão aérea esses domínios eletrônicos formam um quadrado tendo ângulos aqui de 90 graus entre eles.

Então nós podemos desenhar essa molécula, a geometria dela, com dois domínios no plano, os domínios para baixo do plano e os domínios para cima do plano, que apresenta então as cunhas fechadas. E aí teríamos os pares de elétrons em volta dos átomos de flúor. Lembrando que qualquer um desses ângulos flúor enxofre flúor vai ter então o valor de 90 graus.

Vamos ver agora um exemplo de uma molécula que apresenta seis domínios eletrônicos em volta do átomo central, porém um desses domínios eletrônicos é um par de elétrons isolados. Então como apresentamos três domínios eletrônicos em volta do átomo central nós vamos ter um arranjo octaédrico da mesma forma como nós tivemos no exemplo anterior. Porém uma dessas ligações terá que ser substituída por um par de elétrons isolados.

Então agora vocês acham que teria alguma diferença entre essas posições na hora de substituir uma ligação por um par de elétrons isolados? E a resposta é: não. Todas essas posições, se vocês girarem essa molécula, vocês verão que todas essas posições são equivalentes, logo nós podemos trocar qualquer uma delas por um par de elétrons isolados e teremos, uma estrutura (o arranjo continua sendo octaédrico), mas agora a geometria que vai desconsiderar esse par de elétrons será piramidal quadrada, ou seja, se vocês observarem aqui nós temos uma base quadrada e a uma ponta que seria aqui na posição axial, formando então uma pirâmide de base quadrada.

Entãi na forma de representarmos isso, podemos colocar o bromo, uma ligação com flúor no plano do quadro e o par de elétrons isolados no plano do quadro também, e aí esses átomos aqui que estão apontando para baixo do plano e esses átomos aqui que estão apontando para cima do plano teriam as cunhas fechadas. Agora repare que esse par de elétrons isolados vai causar uma maior repulsão do que os pares de elétrons ligantes, que são as ligações químicas, então, esse ângulo que teremos entre um flúor, o bromo, e o outro flúor, devido a esse par de elétrons isolados ele fechará, então ele será um ângulo um pouco menor que 90° devido à maior repulsão desse par de elétrons. Portanto podemos escrever que esse ângulo aqui será um ângulo um pouco menor que 90°.

Nosso último exemplo será sobre a molécula de tetrafluoreto de xenônio, repare que o átomo central continua com 6 dominios eletrônicos em volta de si, porém dois desses domínios são pares de elétrons não ligantes. Então se pegarmos aqui um arranjo octaédrico que representa seis domínios eletrônicos, nós teremos que substituir duas ligações por dois pares de elétrons isolados Então como vimos no exemplo anterior, a primeira ligação pode ser substituído em qualquer posição resultando na piramidal quadrática. Agora nós temos que retirar mais uma ligação química e trocar por mais um par de elétrons isolados sobre o átomo de xenônio.

E aí, em qual posição vocês acham que esse par de elétrons poderia entrar? Em qualquer uma dessas posições aqui nesse quadrado ou seria aqui nesta posição axial oposta ao par de elétrons? E a resposta é justamente esta.

Nós temos que trocar agora essa ligação aqui oposta ao par de elétrons justamente porque esta posição é a mais distante possível do outro par elétrons que já existe na moléculas. Então como esses pares de elétrons isolados geram grande repulsão por serem mais volumosos, então nós temos que, substituir qualquer um desses quatro átomos que estão aqui no quadrado geraria uma grande repulsão pelo fato do ângulo entre eles ser próximo a 90 graus, nesse caso o ângulo é de 180 graus com esse átomo aqui oposto. Então nós vamos trocar essa ligação por um par de elétrons isolados e nós teremos esse arranjo que é o arranjo octaédrico, porém com geometria quadrática plana.

Então se vocês observarem ,se eu colocar aqui esses pares de elétrons isolados para fora e para dentro do plano da lousa, todos os quatro átomos estarão aqui incluídos no plano da lousa formando portanto um quadrado que nós então chamamos de estrutura quadrática plana. No caso pela distribuição igual entre os pares de elétrons aqui opostos, nós temos que os ângulos de ligação continuam sendo de 90 graus, então nós poderíamos desenhar essa estrutura, como xenônio, posso colocar os dois pares de elétrons isolados no plano aqui do quadro e ficaríamos então com dois átomos de flúor para baixo do plano e 2 átomos de flúor para cima do plano, e aí nós teremos então que os ângulos de ligação aqui continuariam sendo de 90 graus nessa estrutura quadrática plana. Resumindo quando temos um composto que apresenta seis domínios eletrônicos em volta do átomo central, sendo todos ligações químicas como hexafluoreto de enxofre, temos uma geometria do tipo octaedrica.

Quando substituímos um desses domínios eletrônicos por um par de elétrons isolados, temos então uma geometria do tipo piramidal quadrada, como para o pentafluoreto de bromo. Por fim, ao substituir mais uma ligação por um par de elétrons isolados temos que substituí-lo nessa posição exatamente oposta ao par que já estava anteriormente, dessa forma teremos sempre uma geometria do tipo quadrática plana, como é o caso do tetrafluoreto de xenônio. Vimos nessa aula então que o modelo de repulsão dos pares de elétrons do nível de valência é um modelo bastante simples, mas que explica com bastante eficiência a geometria das moléculas baseando-se em repulsão dos elétrons do nível de valência das mesmas.

Vimos que os arranjos eletrônicos são determinados pelo número de domínios eletrônicos sendo esses ligações simples, múltiplas ou pares de elétrons isolados, porém a geometria da molécula será determinada apenas pelas ligações químicas, ou seja pelas posições dos átomos sem contar pares isolados. Por fim nós vimos que os pares isolados e as ligações múltiplas exercem maior repulsão sobre ligações simples. Na próxima aula veremos então de que forma saber a geometria das moléculas nos ajudará a prever a polaridade das mesmas.

Aqui estão algumas referências bibliográficas e até a próxima aula.