Unidade 4 - geometria molecular

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Química Geral

Prof. Dr. Márcio Marques Martins

Unidade 4 – Geometria Molecular

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O método para determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa molécula e, a partir disto, a geometria da molécula é denominada repulsão entre os pares eletrônicos da camada de valência ou método VSEPR(pronunciar vesper).

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As suposições por trás desta teoria 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.

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2. A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos realizarem ligação ou não. Pares ligantes se repelem com força mínima, pares não-ligantes com força máxima.

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OBS.: Pares isolados ocupam mais espaço do que pares compartilhados, por isso eles oferecem maior repulsão em relação aos pares compartilhados (ou ligantes).

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3. Quanto maior o ângulo formado entre dois pares de elétrons, menor a repulsão entre eles. Assim sendo, a força de repulsão cresce seguindo a ordem representada a seguir:

180o

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4. Cada número de coordenação possui uma geometria específica que possui ângulos entre os pares de elétrons que minimizam a repulsão eletrostática, normalmente por causa da simetria.

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5. Usando argumentos baseados nas premissas anteriores e argumentos geométricos e de simetria, as geometrias de pares eletrônicos abaixo são as que encontramos nas moléculas mais frequentemente:

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No exemplo abaixo, temos duas possibilidades de arranjo de pares eletrônicos para uma molécula do tipo AX4E. Na opção (a), o Par Isolado (E) repele 3 Pares Compartilhados (X) (força de repulsão média) a 900 (pior ângulo). Na opção (b), o Par Isolado repele 2 Pares Compartilhados a 900 . Vence a geometria que tem menor quantidade de repulsões, ou seja, a opção (b).

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No exemplo abaixo, uma molécula do tipo AX3E2. Os 2 Pares Isolados (E) repelem 1 Par Compartilhado (X) (força de repulsão média) a 1200 (ângulo de média repulsão) e repelem dois Pares Compartilhados a 90 de forma simétrica. O PC (X) superior repele os 2 PI (E) para baixo enquanto que o X inferior repele o E para cima com igual intensidade, gerando uma anulação de repulsões.

X

X

X

E

E

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No exemplo abaixo, uma molécula do tipo AX4E2. Não existe nenhuma outra opção que atenda a critérios de simetria e/ou minimização de repulsões eletrônicas a não ser a apresentada na figura. Os dois PI são posicionados em oposição vertical. Cada um deles gera quatro repulsões PI-PC a 900, as quais são anuladas pelas quatro repulsões do par isolado oposto.

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Realize os cálculos necessários e utilize as tabelas de geometria para: (a) Classificar a geometria eletrônica da molécula usando a notação AXmEn. (b) Desconsiderando os pares compartilhados, classifique a geometria molecular.

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(A) AX2 (linear, linear); (B) AX3 (trigonal planar, trigonal planar); (C) AX4 (tetraédrica, tetraédrica); (D) AX3E (tetraédrica, piramidal); (E) AX2E2 (tetraédrica, angular) ; (F) AXE3 (tetraédrica, linear); (G) AX5 (bipiramidal trigonal, bipiramidal trigonal); (H) AX4E (bipiramidal trigonal, gangorra); (I) AX3E2 (bipiramidal trigonal, forma-T); (J) AX2E3 (bipiramidal trigonal, linear); (K) AX6 (cotaédrica,octaédrica); (L) AX5E (octaédrica, pirâmide de base quadrada); (M) AX4E2 (octaédrica,quadrática)

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A Teoria da Ligação de Valência (Heitler, London, Slater, Pauling – 1920), é um modelo mecânico-quântico que considera que os elétrons de diferentes átomos são descritos por funções de onda (orbitais atômicos), as quais após combinação linear formam novas funções de onda (orbitais moleculares híbridos). O método é matemático e bastante complexo, mas permite prever comprimentos e ângulos de ligação com grande precisão.

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Molécula H2: Dois átomos de H se aproximam e seus orbitais atômicos vão se combinar e formar um novo orbital atômico híbrido, que contém características dos dois orbitais que o formaram.

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Molécula H2: Antes da hibridização dos orbitais atômicos, a densidade eletrônica entre os dois átomos é nula. Após, a densidade eletrônica entre os núcleos é máxima (indicando a formação da ligação química).

2 tipos possíveis de combinações de orbitais atômicos: s e p

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Ligações do tipo s

H2 HF F2

A superposição de orbitais do tipo s resultam em uma distribuição eletrônica ao longo do eixo que passa entre os dois núcleos.

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Ligações do tipo p N2

O N tem distribuição eletrônica 2s22p3 , no entanto apenas um dos OA 2p pode fazer superposição frontal do tipo s. Os outros dois OA 2p só podem fazer superposição lateral, a qual resulta em uma ligação do tipo p.

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Ligações do tipo p N2

A ligação s e as duas ligações p formam uma espécie de cilindro eletrônico em torno dos dois núcleos de N.

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Sobram 2 AO 2p “puros”

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A hibridização sp sempre produz 2 OAH com geometria linear.

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2 OAH sp (1 preenchido e 1 semi-preenchido) 2 OA p “puros”, responsáveis pelas ligações p.

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4 OAH sp3

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Hibridização sp3d

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Hibridização sp3d2

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