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
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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:
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Narcótico Analgésico Anti-tussígeno
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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
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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.
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Representação de Lewis: Representação Espacial:
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Formas Básicas
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• As figuras mostradas representam as formas básicas de representação, mas ainda podem ser obtidas formas adicionais removendo átomos de seus vértices:
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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.
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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.
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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.
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Influência dos Pares Não-Ligantes no Ângulo de Ligação
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O arranjo será definido pela distribuição dos átomos e não pela distribuição dos domínios de elétrons.
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Modelos Espaciais
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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.
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• Pode-se determinar a polaridade de uma molécula tendo como base a análise de sua geometria molecular.
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Moléculas Polares e Apolares
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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.
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• A sobreposição de orbitais permite que elétrons de spins contrários compartilhem o mesmo espaço:
H – 1s1 F – 1s² 2s² 2p5
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• 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.
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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
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Orbitais Híbridos sp2 e sp3
CH4
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BF3
Híbridos Envolvendo os Orbitais d
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Ligações MúltiplasLigações s s
Densidade eletrônica distribuída ao longo da linha de conexão dos átomosMaior força na ligação
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Ligações pp
Ligação por superposiçãoMenor força na ligação
Ligações duplas
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Ligações Triplas
H2C ═ CH2
HC ≡ CH
Ligações ππ Deslocalizadas
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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)
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Orbital molecular antiligante
Orbital molecular ligante
Orbital Molecular σ
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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)
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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.
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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.
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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)
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Be2 → 1s²2s²Segue mesmas regras de Li2, mas com oito elétrons dos OMs, logo:
½ (4 – 4) = 0 (não existe ligação)
Moléculas Diatômicas Heteronucleares
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-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
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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.)