Felipe Oliveira e Silva - 15764 Rafael Pereira Botelho - 15783 Professor: Élcio Itajubá – Minas Gerais 2008 GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIAS DE LIGAÇÃO Ministério

Felipe Oliveira e Silva - 15764Rafael Pereira Botelho - 15783

Professor: ÉlcioItajubá – Minas Gerais

2008

GEOMETRIA MOLECULARE

TEORIAS DE LIGAÇÃO

Ministério da Educação

Universidade Federal de Itajubá

Engenharia de Controle e Automação

Química Geral

INTRODUÇÃO

RESUMO:•Formas espaciais moleculares•Modelo RPENV•Forma espacial molecular e polaridade molecular•Ligação covalente e superposição de orbitais•Orbitais Híbridos•Ligações múltiplas•Orbitais moleculares

Felipe Oliveira e Silva / Rafael Pereira Botelho

Geometria molecular e Teorias de ligação

OBJETIVOS:•Analisar os tipos de geometria molecular•Entender a natureza das ligações covalentes

Formas espaciais moleculares

Tópico: 1 2 3 4 5 6 7 Felipe Oliveira e Silva / Rafael Pereira Botelho


•Significado:São determinadas pelos ângulos de

ligação entre núcleos e pelo comprimento entre elas

Formas espaciais moleculares



O modelo RPENV



•Significado:Modelo da repulsão do par de elétrons no nível

de valência

•Domínio de elétrons: Consiste em um par de elétrons não ligantes, uma ligação simples ou uma ligação múltipla

•Definição:A melhor disposição de determinado número de domínios de elétrons, é a que minimiza as

repulsões entre eles

O modelo RPENV



•Geometria molecular: É a distribuição dos átomos no espaço

•Arranjo molecular: É a distribuição dos domínios de elétrons ao

redor do átomo central

•Tipos de arranjos moleculares:

O modelo RPENV





O modelo RPENV



•Procedimentos para determinação da geometria molecular usando o modelo RPENV:

1. Desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon e conte o número total de domínios de elétrons ao redor do átomo central

2. Determine o arranjo do número total de domínios de tal forma que as repulsões entre eles seja minimizada

3. Use a distribuição dos átomos ligados para determinar a geometria molecular

O modelo RPENV





2. Determine o arranjo o número total de domínios de tal forma que as repulsões entre eles seja minimizada


O modelo RPENV





2. Determine o arranjo o número total de domínios de tal forma que as repulsões entre eles seja minimizada


O modelo RPENV



•Exemplo:

O modelo RPENV



•Efeitos dos elétrons não ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação:Os domínios de elétrons

para pares não ligantes exercem forças repulsivas maiores nos domínios de elétrons adjacentes, e portanto tendem a comprimir os ângulos de ligação

O modelo RPENV



•Moléculas com níveis de valência expandidos

•5 domínios de elétrons:

Arranjo mais estável:

Bipiramidal trigonal

•6 domínios de elétrons:

Arranjo mais estável:

Octaedro

O modelo RPENV



O modelo RPENV



O modelo RPENV



•Formas espaciais de moléculas maiores

Podemos utilizar o modelo RPENV para determinar suas geometrias, bastando para isso, a análise de cada átomo central individualmente

Forma espacial molecular e polaridade molecular



•Polaridade da ligação:Mede quão igualmente os elétrons estão

compartilhados entre os dois átomos da ligaçãoEletronegatividade ≠ Afinidade eletrônica

•Dipolo:É estabelecido ao se separar duas cargas de sinais contrários e de mesma magnitude

µ = Qd




•Polaridade molecular:Mede a densidade eletrônica em uma molécula e é dada com base na soma

vetorial dos dipolosde ligação




Ligação covalente e superposição de orbitais



•Teoria da ligação de valência:Na teoria da ligação de valência, o acúmulo

de densidade eletrônica entre dois núcleos pode ser considerado como o que ocorre quando um orbital atômico de valência de um átomo se funde com o do outro átomo. Diz-se então que os orbitais compartilham uma região do espaço, ou superpõem-se. A superposição de orbitais permite que dois elétrons de spins contrários compartilhem um espaço comum entre os núcleos, formando uma ligação covalente







Existe sempre uma distância ideal entre os dois núcleos unidos em uma ligação covalente, sendo esta a distância na qual as forças de atração entre cargas diferentes (elétrons e núcleos) estão balanceadas pelas forças repulsivas entre cargas semelhantes (elétron-elétron e núcleo-núcleo)




Orbitais híbridos



•Definição:São formados pela mistura de dois orbitais atômicos e se diferenciam destes

Exemplo: BeF2

Orbitais híbridos



Orbitais híbridos



sp² (trigonal plana)

sp³ (tetraédrica)

Orbitais híbridos



sp3d (bipiramidal trigonal)

sp³ (tetraédrica)

sp3d2 (octaédrica)

Ligações múltiplas



•Ligações sigma (σ):

Concentram a densidade eletrônica simetricamente ao redor do eixo que une os núcleos

•Ligações pi (π):

Resultam da superposição entre dois orbitais p posicionados perpendicularmente ao eixo internuclear. São mais fracas que as ligações σ.

•Ligações

Simples: σ Dupla: σ π Tripla: σ π π







•Ligações π deslocalizadas:

Ocorrem em moléculas com ressonância

Exemplo: benzeno




Cada Carbono ligante tem um orbital 2p não hibridizado (perpendicular ao eixo). Estes seis orbitais superpõem-se formando um orbital π que fica espalhado, deslocalizado, ou seja, estendido por mais de dois átomos ligados.

Orbitais moleculares



•Teoria do orbital molecular:Nesse modelo os elétrons existem em estados

de energia permitidos chamados de orbitais moleculares (OMs). Esses orbitais podem estar espalhados entre todos os átomos de uma molécula. Como um orbital atômico, um orbital molecular tem energia definida e pode acomodar dois elétrons de spin opostos.

•OM ligante: é por definição o de menor energia e concentra densidade de carga na região entre os núcleos

•OM antiligante: é por definição o de menor energia e exclui os elétrons da região entre os núcleos




As seguintes regras resumem a formação de OMs e como eles são ocupados pelos elétrons:

•O número de OMs formados é igual ao número de orbitais atômicos combinados

•Os orbitais atômicos se combinam mais efetivamente com outros orbitais atômicos de energias similares




•A eficiência com a qual dois orbitais atômicos se combinam é proporcional à superposição entre eles, isto é, à medida que a superposição aumenta, o OM ligante diminui em energia e o OM antiligante aumenta

•Cada OM pode acomodar, no máximo, dois elétrons, com seus spins emparelhados (princípio da exclusão de Pauli)

•Quando os OMs de mesma região são ocupados, um elétron entra em cada orbital (com o mesmo spin) antes de ocorrer o emparelhamento (regra de Hund)







•Diagrama de níveis de energia:




•Distribuição eletrônica:




•Ordem de ligação:

A ordem de ligação é a metade da diferença entre o número de elétrons ligantes e o número de elétrons antiligantes. Uma ordem de ligação igual a 0 representa uma ligação inexistente; igual a 1, ligação simples; igual a dois, ligação dupla; igual a três ligação tripla. Ordens de ligação podem ser números fracionários




•Propriedades relacionadas:

•Influência magnética:

Substâncias paramagnéticas: sofrem atração, devida aos seus elétrons desemparelhados

Substâncias diamagnéticos: sofrem repulsão, devido à inexistência de elétrons desemparelhados

•Distâncias de ligação

•Entalpias de ligação

Referências bibliográficas

Felipe Oliveira e Silva / Rafael Pereira Botelho


•BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E.; BURDGE, Julia R.. Geometria e teorias de ligação. In: Química: A Ciência Central. 9ª Edição. São Paulo: Pearson Prentice Hall, cap.9, p.289- 334

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