Teoria estrutural 1

Teoria Estrutural

Renata Mendonça

Natal-RN

2013

1. Introdução

1

Teoria vital

NH4+ -OCN

O

H2N NH2

calor

cianato de amônia uréia

Química orgânica – química dos compostos de

carbono

1. Introdução

2

• O carbono não libera nem aceita elétrons

prontamente

• O carbono compartilha elétrons com outros átomos

de carbono bem como com diferentes tipos de

átomos

Segundo período da tabela períodica

1. Introdução

3

• Os átomos consistem em um núcleo denso

positivamente carregado rodeado por elétrons.

• Núcleo: Prótons e nêutrons

• Número atômico (Z): número de prótons em seu núcleo

• Número massa (A): a soma de prótons e nêutrons de

um átomo

• Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente

número de massa.

1. Introdução

4

• A mecânica quântica usa a equação matemática do

movimento de onda para caracterizar o movimento dos

elétrons em torno do núcleo.

• As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um

elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde

um elétron tem maior probabilidade de ser encontrado.

• Dos quatro orbitais existentes (s, p, d e f).

s p d

1. Introdução

5

1. Introdução

6

• Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de

energia, com não mais que dois elétrons por orbital,

com spins opostos.

• Os elétrons ocuparão orbitais vazios de mesma

energia antes de serem emparelhados em um

mesmo orbital.

Princípio de exclusão de Pauli

A regra de Hund

1. Valência dos átomos

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H F I Cl Br monovalente

O divalente

N trivalente

C tetravalente

2. Ligações químicas: Ligação Iônica

8

• Substâncias iônicas são formadas quando um elemento

eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento

eletronegativo.

Cloreto de sódio

9

Ligação Covalente

2. Ligações químicas: Ligação covalente

2.1. Estrutura de Lewis

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1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar

quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma

ligação simples.

• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.

• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.

• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo

central um octeto, tente ligações múltiplas.

2.2. Polaridade das ligações

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• Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma

extremidade negativa

Momento de dipolo (D) = m = e x d

(e) : grandeza da carga no átomo

(d) : distância entre as duas cargas

Tab. 4: Momentos de dipolo de algumas ligações

H F - +

2.3. Polaridade da molécula

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Composto F2 HF LiF

Diferença de

eletronegatividade

4,0 – 4,0 = 0 4,0 - 2,1 = 1,9 4,0 - 1,0 = 3,0

Tipo de ligação Covalente

apolar

Covalente polar Iônica


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3. Forma e Estrutura das Moléculas

16

Formas Espaciais Moleculares

3. Forma e Estrutura das Moléculas

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Existem 5 geometrias principais:

4. Carga Formal

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N

H

HH

H

P/ o N: 5 - 4= +1

P/ o H: 1- 1= 0

Carga do íon = 4(0) + 1 = +1

A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons

de valência menos o número de elétrons atribuídos ao

átomo na estrutura de Lewis.

A soma das cargas formais em uma molécula somam zero

e em um íon será igual a carga total de um íon.

5. Ressonância

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No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário.

O

OO

O

OO

5. Ressonância

20

C

O

O O

C

O

O O

C

O

O O

As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula ou íon

real, elas existem apenas no papel.

Conectamos a estrutura por uma seta a molécula real é um híbrido de

todas as estruturas.

Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover

elétrons.

Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas.

5. Ressonância

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- A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser

prevista para qualquer estrutura contribuinte.

- Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o

híbrido e um sistema descrito por eles tem uma energia de estabilização

grande.

5. Ressonância

22

-Quanto mais estável uma estrutura, maior é a contribuição

para o híbrido.

-Quanto mais ligações covalentes, mais estável ela é. As

estruturas nas quais todos os átomos tem níveis de valência

completo são especialmente estáveis.

-A separação de cargas diminue a estabilidade.

-Os contribuintes com carga negativa em átomos altamente

eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com

carga negativa em átomos menos eletronegativos ou

eletropositivos.

6. Força da ligação

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A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é

denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação:

Cl2(g) 2Cl(g).

Quando mais de uma ligação é quebrada:

CH4(g) C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ

A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização:

D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ

As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.


4

25


26

Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do

que as ligações simples.

Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais

fortes do que as ligações simples.

Quando o número de ligações entre os átomos aumenta,

os átomos são mantidos mais próximos e mais

firmemente unidos.


7. Modelo RPENV

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Para determinar o arranjo:

• Desenhe a estrutura de Lewis;

• Conte o número total de pares de elétrons ao redor do

átomo central;

• Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias para

minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas

como um par de ligação.

7. Modelo RPENV

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7. Modelo RPENV

29

O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas no

ângulo de ligação

104.5O107O

NHH

H

C

H

HHH109.5O

OHH

C O

Cl

Cl

111.4o

124.3o

7. Modelo RPENV

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Moléculas com níveis de valência expandidos

7. Modelo RPENV

31

Fórmulas espaciais de moléculas maiores

8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)

32

Usamos a TLV:

• As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem.

• Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.

8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)

33

8.1. Orbitais Híbridos

34

Os orbitais atômicos misturam-se para formar orbitais

híbridos em moléculas poliatômicas.

35

Hibridização sp3

Ligação em Metano e Etano:

Ligações Simples ()

2s 2p

excitar

2s 2p

hibridizar

sp3


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• Os orbitais usados na formação de ligação determina os ângulos de

ligação e a geometria da molécula.

• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5°

• Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um

do outro (Modelo RPENV).

• O carbono sp3: geometria tetraédrica.


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Hibridização sp2

Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla

2s 2p

excitar

2s 2p

hibridizar

sp2 2p


38

• O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°.

• O carbono sp2 : geometria trigonal planar.


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Hibridização sp

Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla

40

• Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.

• Uma ligação tripla consiste de uma ligação duas ligações p.

• O carbono sp: geometria linear.

2s 2p

excitar

2s 2p

hibridizar

sp 2p



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• Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação .

• Quanto maior a densidade eletrônica na região de

superposição dos orbitais, mais forte é a ligação.

• Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação.

• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.

C C C C C C

1,54Å 1,34Å 1,20Å

109,5º<120º<180º


42

Ligações Múltiplas

9. Teoria do Orbital Molecular

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Orbitais moleculares:

• Cada um contém um máximo de dois elétrons;

• Têm energias definidas;

• Podem ser visualizados com diagramas de contorno;

• Estão associados com uma molécula como um todo;

• A quantidade de OAs que se superpõem é a mesma de

OMs que se formam.

9. Orbitais Moleculares

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• Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo.

• Ligação : formada pela superposição de dois orbitais s.


45

A molécula de hidrogênio


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47

Ligação sigma () é formada pela superposição de dois

orbitais p

Uma ligação é mais forte do que uma ligação p


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Ligação pi (p) é formada pela superposição lado-a-lado

de dois orbitais p paralelos

10. Fórmulas moleculares e mínimas

49

• Fórmulas moleculares

11. Desenhando moléculas

50

12. Forças Intermoleculares

51

• Quanto maior as forças intermoleculares entre as

moléculas, maior será o ponto de ebulição da

substância.

Forças de van der Waals

Interação dipolo–dipolo

Ligações de hidrogênio


52

- Forças de Dispersão de London

• O ponto de ebulição de uma substância aumenta com o

aumento nas forças de van der Waals.

• Polarizabilidade : capacidade de os elétrons responderem a uma

mudança de campo elétrico. Elétrons mais ou menos fortemente

presos (F<Cl<Br<I).

Dipolos temporários


53

Forças de van der Waals

Dipolos temporários


55

- Íon - Dipolo

- Dipolo – Dipolo


56

• Uma ligação de hidrogênio é um tipo especial de interação dipolo–dipolo

CH3CH2 O H O

H

CH2CH3

.........

• Uma ligação de hidrogênio forte: O, N ou F.

• P.E. álcool etílico: +78,5 °C

• P.E. éter dimetílico: -24,9 °C

Ligação de Hidrogênio

• Quais moléculas formam ligação de Hidrogênio intermolecular?

• Qual a hibridação de cada átomo?

Errado

Certo

Certo

Certo

Errado

Certo

errado

Certo

b

b

Science

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