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Ligações Químicas: Parte II. Conteúdo O Que se Espera de uma Teoria de Ligação Introdução ao método da Ligação de Valência Hibridização de Orbitais Atômicos.

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1 Ligações Químicas: Parte II

2 Conteúdo O Que se Espera de uma Teoria de Ligação Introdução ao método da Ligação de Valência Hibridização de Orbitais Atômicos Ligações Covalentes Múltiplas Teoria de Orbitais Moleculares Elétrons Delocalizados: As Ligações na Molécula de Benzeno. Ligações em Metais

3 Por Quê São Necessárias Novas Teorias de Ligação? A teoria de Lewis apresenta alguns problemas: Ela não explica a existência de condutores ou semicondutores. São necessárias abordagens mais sofisticadas: Hibridização Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos.

4 O Que Se Espera de Uma Teoria de Ligação? Aproxima-se os átomos, vindos do infinito. –Os elétrons são atraídos por ambos os núcleos. –Os elétrons se repelem –Os núcleos se repelem Constrói-se um gráfico de energia potencial versus distância. –Energias negativas forças de atração –Energias positivas forças de repulsão

5 Diagrama de Energia Potencial

6 Introdução ao Método da Ligação de Valência Orbitais atômicos descrevem as ligações covalentes A área de interpenetração (overlap) dos orbitais está em fase. É um modelo localizado de ligação.

7 Ligações emH 2 S Os orbitais de ligação estão em cinza Átomos isolados Ligações covalentes

8 Exemplo 1 Usando o método da ligação de valência para descrever uma estrutura molecular. Descreva a molécula de fosfina, PH 3, pelo método da ligação de valência Identifique os elétrons de valência:

9 Exemplo 1 Esboce os orbitais: Faça o overlap dos orbitais: Descreva a forma: Piramidal trigonal (os ângulos observados são 92-94°

10 Hibridização de Orbitais Atômicos Estado Fundamental Estado Excitado O número de orbitais hibridizados é igual ao de orbitais atômicos

11 Hibridização sp 3

12

13 Ligações no Metano

14 Hibridização sp 3 no Nitrogênio

15 Ligações no Nitrogênio

16 Hibridização sp 2

17 Orbitais no Boro Combine para gerar três orbitais sp 2 Que são representados pelo conjunto

18 Hibridização sp

19 Orbitais no Berílio Combine para gerar três orbitais sp Que são representados pelo conjunto

20 Hybridização sp 3 d e sp 3 d 2 Orbitais sp 3 d Orbitais sp 3 d 2 Estrutura bipiramidal trigonal Estrutura octaédrica

21 Orbitais Híbridos e VSEPR Escreva uma estrutura de Lewis plausível. Use a VSEPR para prever a geometria eletrônica. Escolha a hibridização apropriada.

22 Ligações Covalentes Múltiplas O etileno possui uma ligação dupla em sua estrutura de Lewis. VSEPR: carbono trigonal planar

23 Etileno Conjunto de orbitais sp 2 + p Ligações sigma ( ) Overlap de orbitais p origina uma ligação pi ( )

24 Acetileno O Acetileno, C 2 H 2, possui uma ligação tripla. VSEPR: carbono linear. Formação de ligações

25 Teoria de Orbitais Moleculares Os orbitais atômicos estão isolados nos átomos. Orbitais moleculares incluem dois ou mais átomos Obtidos através de LCAO (CLOA): –Combinação Linear de Orbitais Atômicos. Ψ 1 = φ 1 + φ 2 Ψ 2 = φ 1 - φ 2

26 Combinação de Orbitais Atômicos Adição Subtração Orbitais moleculares ligantes e antiligantes

27 Orbitais Moleculares do Hidrogênio Orbitais 1s de Dois átomos de hidrogênio separados Orbitais moleculares da molécula de H 2 Ligante Antiligante Plano Nodal Densidade de carga eletrônica (probabilidade) ao longo de uma linha ligando os dois átomos Diagrama de níveis de energia

28 Idéias Básicas a Respeito de OMs Número de OAs= número de OMs. Há sempre a formação de OMs ligantes E antiligantes a partir do OAs. Os elétrons ocupam primeiro o OM de mais baixa energia. O princípio da exclusão de Pauli se aplica: –O número máximo de elétrons por OM é dois. A regra de Hund se aplica: –Oms degenerados são preenchidos antes do emparelhamento.

29 Ordem de Ligação Espécies estáveis possuem mais elétrons em orbitais ligantes do que em orbitais antiligantes

30 Moléculas Diatômicas do Primeiro Período OL = (1-0)/2 = ½ H2+H2+ OL = (2-0)/2 = 1 H2+H2+ OL = (2-1)/2 = ½ He 2 + OL = (2-2)/2 = 0 He 2 + OL = (e - lig - e - antilig )/2

31 Theories of chemical bonding Electronic Configuration of H 2 -type Molecules From the previous theory, we can fill the M Os with electrons for the H 2 -type molecule: Moleculee-configurationBond orderbondlength H (1 1 ) ½ 106 pm H 2, He , ~75 H 2 –, He ½ ~106, 108 H 2 2–, He not formed Describe the relationships of bondlength & bondorder and e-configurations; learn to reason

32 Orbitais Moleculares do Segundo Período O primeiro período só utiliza orbitais 1s. No segundo período há orbitais 2s e 2p disponíveis. Overlap de orbitais p: –Overlap terminal é mais efetivo – ligação sigma (σ). –Overlap lateral é bom – ligação pi (π).

33 Orbitais Moleculares do Segundo Período

34 Combinações de Orbitais p (ligante) (antiligante)

35 Diagrama de OM Esperado Para C 2

36 Diagrama de OM Modificado ParaC 2

37 Diagramas de OM Para Moléculas Diatômicas do 2o. Período.

38 Diagramas Para Moléculas Diatômicas Heteronucleares

39 Elétrons Delocalizados

40 Benzeno Esquema das ligações Representação simbólica

41 Theories of chemical bonding Benzene The benzene structure has fascinated scientists for centuries. Its bonding is particularly interesting. The C atom utilizes sp2 hybrid AO in the sigma bonds, and the remaining p AO overlap forming a ring of p bonds. Sigma bonds are represented by lines, and the p orbitals for the bonds are shown by balloon-shape blobs. Note the + and – signs of the p orbitals. Thus, we represent it by + – ++ + –– – + +

42 Flávio Vichi, QFL-137, 2007 Theories of chemical bonding42 More About Benzene

43 Benzeno Orbitais antiligantes Orbitais ligantes

44 Ozônio Esquema das ligações Orbital molecular delocalizado

45 Ligações em Metais Modelo do mar de elétrons –Núcleos em um mar de e -. –Brilho metálico. –Maleabilidade. Força aplicada

46 Ligações em Metais Teoria de Bandas. Extensão da TOM: N átomos originam N orbitais de energia muito próxima. N/2 são preenchidos. A banda de valência. N/2 ficam vazios. A banda de condução. Banda de Energia

47 Teoria de Bandas SemicondutorMetal Isolante

48 Semicondutores Semicondutores intrínsecos: band gap fixo. Ex: CDs, absorve luz violeta e parte da azul, e reflete a luz menos energética: aparência amarelo brilhante. GaAs: band gap pequeno, toda a luz visível é absorvida: preto.

49 Semicondutores Semiciondutores extrínsecos: o band gap é controlado através da adição de impurezas: dopagem. O nível de energia do P fica logo abaixo da banda de condução do Si. P usa 5 elétrons para se ligar ao Si, e o excedente pode ser doado. Semicondutor do tipo n se refere a negativo, o tipo de carga que é MÓVEL. O nível de energia do Al fica logo acima da banda de valência do Si. Elétrons podem entrar no orbital do Al, deixando um BURACO na banda de valência. A carga positiva pode se mover e este é portanto um semicondutor tipo p.

50 Semicondutores Banda de condução Nível doador Banda de valência Banda de condução Nível aceptor Banda de valência Semicondutor tipo nSemicondutor tipo p

51 Células Fotovoltaicas Luz solar Silício tipo p Silício tipo n


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