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Orbitais atômicos, ligações sigma (  ) e pi (  ), hibridização de orbitais Prof. Emiliano Chemello – www.quimica.net/emiliano.

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1 Orbitais atômicos, ligações sigma (  ) e pi (  ), hibridização de orbitais Prof. Emiliano Chemello –

2 2 Distribuição eletrônica Tarefa: faça a distribuição eletrônica dos elementos abaixo, no seu estado fundamental. a) 1 H b) 7 N c) 8 O d) 17 Cl

3 33 2 elétrons com spins opostos orbital subnível nível São encontrados com em uma região de probabilidade denominada Um ou mais orbitais formam um Um ou mais subníveis formam um

4 4 Representação esquemática de um orbital Subnível s (1 orbital = 2 elétrons) Subnível p (3 orbitais = 6 elétrons) Subnível d (5 orbitais = 10 elétrons) Subnível f (7 orbitais = 14 elétrons) Representação esquemática de um par de elétrons com spins opostos

5 5 1H1H 1s 1 O hidrogênio faz uma ligação, pois possui 1 orbital semi-preenchido 7N7N 1s 2 2s 2 2p 3 O nitrogênio faz três ligações, pois possui 3 orbitais semi-preenchidos Tarefa: fazer a representação esquemática do oxigênio e deduzir quantas ligações ele necessita fazer.

6 6 8O8O 1s 2 2s 2 2p 4 O oxigênio faz duas ligações, pois possui 2 orbitais semi-preenchidos

7 7 17 Cl 1s 1 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 O cloro faz uma ligação, pois possui 1 orbital semi-preenchido

8 8 Conclusão: O número de orbitais semi-preenchidos corresponde ao número de ligações químicas que o elemento precisa fazer com os demais elementos.

9 9 rio.br/condigital/video/e%20tempo%20de%20quimica/estruturaAtomica/quimicaQuanti ca/video%20para%20web/video.html Química Quântica

10 10 Princípio da incerteza de Heisenberg: “É impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron num dado instante”. Em outras palavras, um elétron é caracterizado não pela sua posição ou pela sua velocidade, mas, sim, pela sua energia. Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde a probabilidade de se encontrar um elétron é alta.

11 11 Formato do subnível ‘s’ (esférico) y x z

12 12 Formato do subnível ‘p’ (halteres) y x z

13 Tipos de interação entre orbitais em ligações covalentes:  (sigma): ocorre quando há interação frontal de orbitais  (pi): ocorre quando há interação em paralelo de orbitais

14 14 Exemplo: H 2 HH 1 ligação  (s-s)

15 15 Exemplo: HCl H Cl 1 ligação  (s-p)

16 16 Exemplo: Cl 2 Cl 1 ligação  (p-p) Cl

17 17 Exemplo: O 2 O 1 ligação  (p-p) 1 ligação  (p-p) O

18 18 Exemplo: N 2 N 1 ligação  (p-p) 2 ligações  (p-p) N

19 19 Exemplo: H 2 O H 2 ligações  (s-p) H O

20 20 Resumindo Tipo de ligação entre átomos Classificação Simples X  Y 1 ligação  Dupla X = Y 1 ligação  1 ligação  Tripla X  Y 1 ligação  2 ligação 

21 21 Exercício Determine o tipo de ligação (  ou  ) e quais os orbitais envolvidos (s-s, s-p, p-p) nas substâncias abaixo: a) NH 3 b) Br 2 c) PH 3 d) PCl 3 e) HI f) H 2 O 2 g) N 2 H 4

22 22 6C6C 1s 2 2s 2 2p 2 Pela teoria dos orbitais semi-preenchidos, o carbono faria só duas ligações. Porém, experimentalmente sabe-se que o carbono faz quatro ligações. Como explicar? LIVRO, 4A, aula 8: hibridação de orbitais Hibridação de orbitais! sp³, sp² e sp

23 23

24 24 Hibridização sp 3 Ex: a) Metano – CH 4 4 ligações sp³  s (  )

25 25 6 ligações sp³  s (  ) 1 ligação sp³  sp³ (  ) Hibridização sp 3 Ex: b) Etano – C 2 H 6

26 26

27 27 4 ligações sp 2  s (  ) 1 ligação sp 2  sp 2 (  ) 1 ligação p  p (  ) ligações  1 ligação  Hibridização sp 2 Ex: Eteno – C 2 H 4

28 28

29 29 2 ligações sp  s (  ) 1 ligação sp  sp (  ) 2 ligação p  p (  ) ligações  2 ligação  Hibridização sp Ex: Etino – C 2 H 2

30 30 Tipo de Hibridização Ângulo entre as ligações Geometria molecular Tipos de ligação sp  28’ Tetraédrica 4  sp  Trigonal plana 3  e 1  sp 180  Linear 2  e 2  Resumindo


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