Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak Geometria Molecular e Teorias de Ligação Guilherme Liguori Albarelli 18707 Caio Henrique D, Ferreira 18693 Engenharia

Química Geral - Prof. Dr. Élcio BarrakQuímica Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Geometria Molecular e Teorias Geometria Molecular e Teorias de Ligaçãode Ligação

Guilherme Liguori Albarelli 18707Guilherme Liguori Albarelli 18707Caio Henrique D, Ferreira 18693Caio Henrique D, Ferreira 18693

Engenharia Computação 2010Engenharia Computação 2010

Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Por que é importante estudar?• A geometria molecular determina a ocupação da A geometria molecular determina a ocupação da

molécula no espaço, o seu arranjo espacial e a molécula no espaço, o seu arranjo espacial e a polaridade de suas ligações, o que influi polaridade de suas ligações, o que influi diretamente nas propriedades físicas do material diretamente nas propriedades físicas do material formado por ela. E é a partir das propriedades formado por ela. E é a partir das propriedades constatadas para o material que determina-se, constatadas para o material que determina-se, entre outras coisas, suas possíveis utilidades, por entre outras coisas, suas possíveis utilidades, por exemplo:exemplo:


Narcótico Analgésico Anti-tussígeno


Capítulo 9Capítulo 9

• 9.1 Formas Espaciais Moleculares9.1 Formas Espaciais Moleculares• 9.2 O Modelo RPENV9.2 O Modelo RPENV• 9.3 Forma Espacial e Polaridade Molecular9.3 Forma Espacial e Polaridade Molecular• 9.4 Ligação Covalente e Superposição de Orbitais9.4 Ligação Covalente e Superposição de Orbitais• 9.5 Orbitais Híbridos9.5 Orbitais Híbridos• 9.6 Ligações Múltiplas9.6 Ligações Múltiplas• 9.7 Orbitais Moleculares9.7 Orbitais Moleculares• 9.8 Moléculas do Segundo Período9.8 Moléculas do Segundo Período

Tópicos Abordados


Formas Espaciais Moleculares• Determinada por fatores como ângulo de ligação

e comprimento de ligação, as formas espaciais diferem das formas moleculares como a de Lewis, por exemplo, que representa os átomos em um único plano.


Representação de Lewis: Representação Espacial:


Formas Básicas



• As figuras mostradas representam as formas básicas de representação, mas ainda podem ser obtidas formas adicionais removendo átomos de seus vértices:


O Modelo RPENV (Repulsão do Par de Elétrons do Nível de Valência)

A base do modelo RPENV para explicar a organização molecular está na melhor disposição de elétrons, que é aquela onde a repulsão entre eles é minimizada.


Esse modelo ainda define alguns conceitos:

• Um par ligante, assim como um não-ligante define uma região no espaço, onde há maior probabilidade de encontrar elétrons, chamada de domínio de elétrons.


Fazendo uma analogia com balões, pode-se visualizar como esse efeito ocorre, uma vez que balões amarrados pelos seus bicos adotam naturalmente seus arranjos de menor energia.


Influência dos Pares Não-Ligantes no Ângulo de Ligação


O arranjo será definido pela distribuição dos átomos e não pela distribuição dos domínios de elétrons.


Modelos Espaciais



Forma Espacial e Polaridade Molecular

Recordando:• Polaridade da ligação: Mede quão

igualmente os elétrons de uma ligação são distribuídos entre os átomos ligantes.

• Momento de dipolo: Grandeza vetorial que quantifica a separação de carga na molécula.


• Pode-se determinar a polaridade de uma molécula tendo como base a análise de sua geometria molecular.


Moléculas Polares e Apolares


Ligação Covalente e Superposição de Orbitais

• De acordo com a teoria de Lewis, uma ligação covalente ocorre quando há compartilhamento de elétrons, concentrando densidade eletrônica entre os núcleos.

• Estendendo essa abordagem, a teoria da ligação de valência afirma que essa concentração indica que os orbitais de valência sobrepuseram-se.


• A sobreposição de orbitais permite que elétrons de spins contrários compartilhem o mesmo espaço:

H – 1s1 F – 1s² 2s² 2p5


• Conforme a distância entre os núcleos diminui, mais forte se torna a ligação, porém, se essa distância diminui muito, a repulsão eletrostática entre os núcleos aumenta rapidamente. Dessa forma, existe um comprimento de ligação ideal para cada ligação, onde essas forças se equilibram.


Orbitais HíbridosHibridização de orbitais

Processo de formação de orbitais eletrônicos híbridos. Em alguns átomos, os orbitais dos

subníveis atômicos s e p ou d se misturam, dando origem a orbitais híbridos sp, sp² e sp³.

• As ligações covalentes são formadas por:– Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais

atômicos.– Sobreposição de orbitais híbridos com outros

orbitais híbridos.

Orbitais Híbridos sp


Orbitais Híbridos sp2 e sp3

CH4


BF3

Híbridos Envolvendo os Orbitais d


Ligações MúltiplasLigações s s

Densidade eletrônica distribuída ao longo da linha de conexão dos átomosMaior força na ligação


Ligações pp

Ligação por superposiçãoMenor força na ligação

Ligações duplas


Ligações Triplas

H2C ═ CH2

HC ≡ CH

Ligações ππ Deslocalizadas


Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de ressonância envolvendo ligações ressonância envolvendo ligações ππ..

Orbitais Moleculares (OM)


Orbital molecular antiligante

Orbital molecular ligante

Orbital Molecular σ


Orbitais Moleculares (OM)

• Pode acomodar no máximo dois elétrons (spins contrários);

• Têm energia definida;• Podemos visualizar sua distribuição de densidade

eletrônica.

Diagrama de níveis de energia

Ordem de LigaçãoA ordem de ligação determina a estabilidade de uma ligação

covalente.Ordem de Ligação = ½ (n.º de e- ligantes – n.º de e- anti-

ligantes)


Resultados:0 → ligação inexistente;1 → ligação simples;2 → ligação dupla;3 → ligação tripla.

Ordem de ligação = ½ (2 – 2) = ½ . 0 = 0

Resultados iguais a zero significam que a ligação não é possível.

He2 NÃO EXISTE!

Configurações Eletrônicas de BConfigurações Eletrônicas de B22 até Neaté Ne22 – Valência 2s 2p – Valência 2s 2p

• Os orbitais atômicos 2s Os orbitais atômicos 2s têm menor energia que os têm menor energia que os orbitais atômicos 2p;orbitais atômicos 2p;

• A superposição de dois A superposição de dois orbitais 2porbitais 2pzz é maior que as é maior que as dos dois orbitais 2pdos dois orbitais 2pxx e 2p e 2pyy;;

• Ambos os orbitais Ambos os orbitais moleculares moleculares ππ2p2p e e ππ**2p2p são são duplamente degenerados.duplamente degenerados.


Moléculas Diatômicas do Segundo Período

Para moléculas homonucleares de valências s e p valem:• O número de orbitais moleculares formados é igual ao

número de orbitais atômicos combinados;• Os orbitais atômicos se combinam mais efetivamente a

outros de energias similares;• A eficiência com a qual dois orbitais atômicos se combinam

é proporcional à superposição entre eles;• Quando OMs de mesma energia são ocupados, um elétron

entra em cada orbital antes de ocorrer um emparelhamento.


Orbitais MolecularesOrbitais moleculares para:

Li2 → 1s2 2s1

• 1s e 2s: diferentes energias;• 1s formam orbitais ligante σ1s

e anti-ligante σ*1s 2s: mais distantes do núcleo /

maior superposição / maior separação de energia;

1s: mais baixos em energia que 2s.

½ (4 – 2) = 1 (ligação simples)


Be2 → 1s²2s²Segue mesmas regras de Li2, mas com oito elétrons dos OMs, logo:

½ (4 – 4) = 0 (não existe ligação)

Moléculas Diatômicas Heteronucleares


-Ex: Óxido de Nitrogênio – NO N = OTem 11 elétrons de valência e é altamente reativo.As estruturas indicam ligação dupla, mas o pequeno comprimento de ligação indica ordem maior que dois.Se os átomos não diferenciam-se tanto em eletronegatividade, seus OMs serão parecidos com os das moléculas diatômicas homonucleares.½ (8-3) = ½ 5 = 5/2 = 2 ½


Referências Bibliográficas• http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/hibridizacao.htm• http://www.dq.fct.unl.pt• http://dequi.faenquil.br• http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/Hibridizacao2.htm• http://labinfo.cefetrs.edu.br• “Química: A Ciência Central”. Lemay, Brown, Bursten. São

Paulo: Pearson, 2005. (9.ª ed.)• “Química: Um Curso Universitário”. Mahan, Myers. São Paulo:

Edgard Blücher, 1995. (4.ª ed.)• “Princípios de Química”. Masterton, Slowinski, Stanitski. Rio de

Janeiro: Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1990. (6.ª ed.)

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