Geometria Molecular e Teorias de ligação

Antonio Paulo Rossignolli de Lima nº. 16991Vinícius Renó de Paula nº. 17032

Curso: Engenharia de Produção Mecânica

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Importância da Geometria Molecular

O estudo da geometria molecular é importante para :

• Reações bioquímicas

• Sensações de olfato e visão

• Abordagens físicas e químicas das substâncias

• Entre outros.

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Formas Espaciais Moleculares

• Importância da estrutura de Lewis

Lewis: bidimensional Forma tridimensional

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Exemplos de Formas Espaciais

2 ABtipo do Moléculas

3 ABtipo do Moléculas

:n

ABMoléculas

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Exemplos de Formas Espaciais

• Cinco geometrias fundamentais

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Exemplos de Formas Espaciais

• Estruturas espaciais adicionais

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O Modelo de Repulsão dos Pares de Elétrons no Nível de Valência

•Ligação simples, ligação múltipla, par não-ligante => DOMÍNIO DE ELÉTRON

• Os domínios de elétrons se repelem

• Força de repulsão do domínio:

Par não-ligante > Ligação Múltipla > Ligação Simples

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3BF -NO

2

2CO

OH24

CH3

NH

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5PCl

4SF

3ClF

2XeF

6SF

4XeF

5BrF

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O Modelo RPENV

• Como encontrar a geometria molecular :

Exemplo:

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Formas de Moléculas Maiores

• Exemplo : Ácido acético

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• Momento dipolar total: soma vetorial dos dipolos de ligação

Soma = 0 => molécula apolar

Soma ≠ 0 => molécula polar

Exemplos:

Polaridade Molecular

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Teoria da Ligação de Valência

• Noções de ligações por pares de elétrons + idéia de orbitais atômicos

=> Teoria da ligação de valência

• Superposição de orbitais: orbitais compartilham uma região do espaço

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Orbitais Híbridos

• Hibridização: Processo de combinação dos orbitais atômicos, variando-os à medida que os átomos se aproximam para formar ligações.

Nesse processo formam-se os chamados ORBITAIS HÍBRIDOS

Número de orbitais atômicos combinados = Número de orbitais híbridos, onde os orbitais híbridos obtidos são equivalentes, mas apontam para direções diferentes.

• Orbitais híbridos sp: :2

BeF

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Orbitais Híbridos (ilustrações):

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Orbitais Híbridos

• Orbitais híbridos sp²

• Orbitais híbridos sp³

• Também ocorre hibridização envolvendo orbitais d: sp³d, sp³d²

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Orbitais Híbridos e Geometria

• 2 sp Linear

• 3 sp² Trigonal Plana

• 4 sp³ Tetraédrica

• 5 sp³d Bipiramidal Trigonal

• 6 sp³d² Octaédrica

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Ligações Múltiplas

• Ligações sigma (σ): ligações covalentes nas quais a densidade eletrônica concentra-se no eixo internuclear

• Ligações pi (π): superposição de dois orbitais p, posicionados de forma perpendicular ao eixo internuclear

Ex:

Uma ligação σ Uma ligação σ

Duas ligações π

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Ligações Múltiplas (ilustrações)

• Exemplo: etileno (C2H4)

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Ligações π Delocalizadas

• Ligações pi que não podem ser totalmente associadas a dois átomos

• Aparecem em moléculas que têm duas ou mais estruturas de ressonância

• Exemplo: benzeno (C6H6)

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Orbitais Moleculares

• Superposição de orbitais atômicos => Orbitais Moleculares (OM)

O número de orbitais atômicos combinados é igual ao número de OM formados

Diagramas de níveis de energia

:) 2

(HHidrogênio de Molécula

Dois orbitais 1s => formam: um OM ligante e um OM antiligante

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Orbitais Moleculares

• Ordem de Ligação: relaciona-se com a estabilidade de uma ligação

Ordem de ligação = ½ ( nº de elétrons ligantes – nº de elétrons antiligantes)

Se a ordem de ligação = 1 ligação simples

= 2 ligação dupla

= 3 ligação tripla

Se for = 0, significa ligação inexistente

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Orbitais Moleculares - Moléculas diatômicas do segundo Período

:22

Be eLi para sMoleculare Orbitais

existe não portanto, 0, do ligação de Ordem2

Be

:2

Li

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Orbitais Moleculares

• Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos 2p

Diagrama de níveis de energia

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Orbitais Moleculares

• Diagrama de energia para os orbitais moleculares

222Ne,F,O

222N,,CB

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Orbitais Moleculares

•Moléculas diatômicas heteronucleares:

Óxido de nitrogênio (NO) :

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Paramagnetismo e Diamagnetismo

Paramagnetismo: ocorre em substâncias com elétrons desemparelhados

Diamagnetismo: ocorre em substâncias sem elétrons desemparelhados

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Referências Bibliográficas

• Química – A Ciência Central, Theodore Brown; edição nº. 9; editora Pearson; ano 2007; Capítulo 9 , páginas: 289 à 327

• http://www2.iq.usp.br/docente/gcazzell/7_LigacaoCovalente_OM.pdf