LIGAÇÕES QUÍMICAS GEOMETRIA MOLECULAR HIBRIDIZAÇÃO QUÍMICA ORGÂNICA LIGAÇÕES QUÍMICAS GEOMETRIA MOLECULAR HIBRIDIZAÇÃO

Geometria molecular O arranjo tri-dimensional dos átomos em uma molécula  geometria molecular A teoria da repulsão dos pares de elétrons (ligantes e não-ligantes) procura explicar o arranjo dos átomos numa molécula.

Teoria da repulsão dos elétrons Electrons são cargas carregadas negativamente, portanto se repelem mutuamente. Os elétrons ocuparão posições tais que minimizem os efeitos de suas repulsões (ocupando regiões o mais afastado possível uns dos outros). Num átomo os elétrons ocupam determinados espaços chamados orbitais (máximo 2e num orbital). Tipos de orbitais mais comuns: orbitais s ; p ;

REVENDO O ORBITAL s FORMA DOS ORBITAIS x y z orbital s

REVENDO OS 3 ORBITAIS p FORMAS DOS ORBITAIS pz orbital px orbital y x pz orbital px orbital py orbital

Exemplo da geometria de uma molécula com mais de um átomo central Observa-se que um dos carbonos da molécula é tetraédrico e o outro é trigonal plano (explicação fica para após o conceito de hibridação).

Momento dipolar A molécula de HF tem uma ligação polar – uma separação de cargas devido a diferença de eletronegatividade existente entre o F e o H. A forma da molécula e a grandeza do dipolo explicam a polaridade total da molécula. +H-F

Momento dipolar e geometria Moléculas diatômicas homonucleares ® não apresentam momento dipolar (O2, F2, Cl2, etc) Moléculas triatômicas ou maiores ( dependem do efeito resultante de todas ligações polares existentes na molécula). Em moléculas como CCl4 (tetraédricas) BF3 (trigonal planar) todos vetores das ligações polares individuais se cancelam Þ resultando em nenhum momento dipolar(zero).

O momento dipolar depende da geometria da molécula

Mais exemplos polaridade e geometria

Ligações covalentes Resultam da sobreposição dos orbitais atômicos dos átomos que participam da ligação. Os átomos compartilham o par eletrônico existente na ligação. A ligação covalente pode ser polar ou apolar. Podem ser do tipo sigma ou pi.

A molécula de H2 Observa-se uma ligação covalente simples resultante da sobreposição de um orbital 1s de cada um dos átomos de hidrogênio. Observa-se que a ligação tem uma simetria cilíndrica sobre o eixo que une o centro dos dois átomos. Isto é conhecido como ligação . A ligação no H2 (H-H”) pode ser resumida em: 1s (H) – 1s(H”)  ligação 

A ligação covalente no H2 Interpenetração de orbitais (ligação sigma s-s) Região da sobreposição

A ligação no H2 SIMETRIA CILÍNDRICA DA LIGAÇÃO SIGMA

2 átomos de H separados Cada átomo de H apresenta 1 eletron no orbital do subnível 1s. Este elétron encontra-se atraído pelo único próton existente no núcleo do átomo de H. 3

Início da formação do H2 Os átomos de H se aproximam acontecendo a sobreposição dos orbitais 1s. Cada elétron começa a sentir a força atrativa de ambos prótons dos núcleos. 3

Ligação sigma s-s quase completa no H2 3

Molécula de H2 com seu orbital molecular Na molécula de H2 os dois orbitais atômicos 1 s dão origem a um orbital molecular que engloba os dois elétrons existentes na ligação covalente. 3

A molécula de Cl2 Observa-se uma ligação simples originada da união de dois orbitais 3p, cada um pertencente a um dos átomos de cloro. Resumo 3pz (Cl ) – 3pz (Cl”)ligação sigma

A ligação s p-p Simetria cilíndrica

Uma Molécula Linear A molécula de BeH2 Região da ligação

GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS Muitas propriedades (ex:reatividade) das moléculas estão relacionados com sua forma. A forma é dependente do ângulo das ligações e do comprimento das ligações. Utiliza-se o conceito de hibridização dos átomos numa molécula para explicar a forma dessa molécula.

Hibridização de orbitais atômicos É a mistura de orbitais pertencentes a um mesmo átomo, originando novos orbitais iguais entre si, mas diferentes dos orbitais originais. A diferença destes novos orbitais atômicos, denominados orbitais híbridos, acontece tanto na geometria(forma) como no conteúdo energético. O número dos orbitais híbridos obtidos será o mesmo dos orbitais existentes antes de serem misturados.

ORBITAIS ANTES DA HIBRIDAÇÃO x hibridização s orbital px orbital pz orbital z py orbital y

ORBITAIS APÓS HIBRIDAÇÃO (sp3) z x 4 x sp3 orbitais híbridos

Hibridização sp3 É a mistura de 3 orbitais p “puros” com um orbital s “puro”, formando 4 novos orbitais “híbridos” denominados sp3. A geometria dos 4 orbitais sp3 é tetraédrica (os 4 orbitais partem do centro do tetraédro e dirigem-se, cada um, para um dos vértices do tetraédro). O ângulo entre os orbitais sp3 será de aprox.109° Acontece no C que se liga através de 4 ligações simples ( o C é tetravalente).

A formação dos híbridos sp3

Exemplo de hibridação sp3 CH4 No CH4, os 4 orbitais híbridos sp3 do C se ligam com os orbitais s de 4 átomos de H, formando 4 ligações sigma C-H [sp3 (C) – 1s (H) ] x 4 ligação 

C . O carbono possui 4 elétrons de valência  2s22p2 O carbono é tetravalente. O carbono pode formar ligações simples, duplas e triplas. O carbono pode apresentar orbitais híbridos do tipo sp, sp2 e sp3

sp3 2p 2s hibridação

Fórmula molecular do metano: CH4 Fórmula estrutural do metano: C H Lembrando, 4 ligações simples  sp3 ( 4 orbitais híbridos). Hidrogênio possui  1s orbital não hibridizado.

Metano

FORMA DAS MOLÉCULAS sp3 - tetraédrica sp3 sp3 sp3

FORMA DAS MOLÉCULAS esta ligação está se afastando de você esta ligação está indo em sua direção

MOLÉCULA DO CH4

A molécula de CH4

Hibridização sp2 É a mistura de um orbital s com dois orbitais p (pertencentes a um mesmo átomo), resultando em 3 novos orbitais denominados híbridos sp2. Os três orbitais híbridos sp2 situam-se num mesmo plano formando ângulos de 120° entre si (geometria plana triangular). Acontece com C que possua uma dupla ligação. Num C do tipo sp2 existirá um orbital p “puro” que será responsável pela ligação covalente do tipo pi.

H C C HIBRIDIZAÇÃO DO CARBONO sp2 Etileno Cada carbono é hibrido sp2 . O hidrogênio é 1s. Uma ligação da dupla é sp2 - sp2. A outra é p - p. 2p 2s 2p sp2 hibridação

C Observe que a dupla ligação consiste numa ligação do tipo s e outra do tipo p.

C C H H H H

Exemplo de hibridação sp2 H2C=CH2 Molécula de eteno (etileno). Os dois átomos de C encontram-se ligados por uma dupla ligação Uma ligação sigma sp2-sp2 e uma ligação pi). Cada átomo de C encontra-se ligado a dois átomos de H (duas ligações sigma s-sp2).

A Molécula de C2H4

Os ângulos de ligações no C2H4 Como os átomos centrais são dois carbonos de hibridação sp2 o ângulo entre as ligações sigma será de  120. observe que a ligação p é perpendicular ao plano que contém a molécula. C com uma dupla ligação  hibridação sp2 Numa dupla ligação  uma ligação  e uma ligação p

HIBRIDIZAÇÃO sp2 sp2 - trigonal planar  ligação ligação eteno (etileno) ligação

FORMA DA MOLÉCULA sp2 - trigonal planar  ligação  ligação C C orbital p vazio

OUTRAS MOLÉCULAS PLANAS TRIGONAIS hibridação sp2 geometria trigonal planar neste exemplo, cada carbono é sp2

Hibridação sp É a mistura de um orbital s com 1 orbital p, produzindo dois novos orbitais denominados híbridos sp. Os orbitais híbridos sp formam um ângulo de 180 entre si. A geometria molecular será linear. Surge em C com duas duplas ou C com uma tripla ligação. Numa tripla ligação ter-se-á uma ligação sigma e duas pi.

Etino (Acetileno)

Exemplo de hibridação sp C2H2 Etino (acetileno) Em torno dos átomos de C existem dois orbitais híbridos sp e dois orbitais p “puros”. Os dois orbitais híbridos se ligarão através de ligações sigma s-sp (H-C) e sigma sp-sp(C-C). Os dois orbitais p de cada carbono se ligarão produzindo duas ligações pi entre os carbonos (resultando numa tripla ligação entre os dois carbonos). Liga tripla  uma ligação  e duas ligações p

H C C Fórmula estrutural do acetileno Cada átomo de carbono é um híbrido sp. Os hidrogênios possuem orbitais 1s, não hibridizados. 2p sp 2p 2s hibridação Observe que a tripla ligação consiste de uma s e 2p . As duas ligações p provem dos orbitais p, não hibridizados.

H H C C

A Molécula de C2H2

Tipos de ligações no C2H2 No acetileno existem 3 tipos de ligações: ligações sigma s-sp; ligação sigma sp-sp; ligações pi [sp (C 1 ) – 1s (H) ] x 2 tipo  [sp (C 1 ) – sp (C 2 ) ] tipo  [2py (C 1 ) – 2py (C 2 ) ] tipo p [2pz (C 1 ) – 2pz (C 2 ) ] tipo p

ISTO É TUDO, PESSOAL !!