Geometria Molecular e Teorias de Ligação Guilherme Liguori Albarelli 18707 Caio Henrique D, Ferreira 18693 Engenharia Computação 2010 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Por que é importante estudar? A geometria molecular determina a ocupação da molécula no espaço, o seu arranjo espacial e a polaridade de suas ligações, o que influi diretamente nas propriedades físicas do material formado por ela. E é a partir das propriedades constatadas para o material que determina-se, entre outras coisas, suas possíveis utilidades, por exemplo: Objetivo e importancia Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 2

Narcótico Analgésico Anti-tussígeno Explica qual a diferença Narcótico Analgésico Anti-tussígeno Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 3

Tópicos Abordados Capítulo 9 9.1 Formas Espaciais Moleculares 9.2 O Modelo RPENV 9.3 Forma Espacial e Polaridade Molecular 9.4 Ligação Covalente e Superposição de Orbitais 9.5 Orbitais Híbridos 9.6 Ligações Múltiplas 9.7 Orbitais Moleculares 9.8 Moléculas do Segundo Período Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Representação de Lewis: Representação Espacial: Dizer q eh 3d e dizer observe a preocupação com ângulos e comprimentos Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 6

Formas Básicas Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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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: Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Influência dos Pares Não-Ligantes no Ângulo de Ligação Explicar e talz Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 13

O arranjo será definido pela distribuição dos átomos e não pela distribuição dos domínios de elétrons. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Modelos Espaciais Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak Domínio de elétron em seguida Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 15

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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. Base na eletronegatividade Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 17

Pode-se determinar a polaridade de uma molécula tendo como base a análise de sua geometria molecular. Por ser vetorial..e falar já do total Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 18

Moléculas Polares e Apolares Falar de momento dipolar Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 19

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

A sobreposição de orbitais permite que elétrons de spins contrários compartilhem o mesmo espaço: H – 1s1 F – 1s² 2s² 2p5 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Hibridização de orbitais Orbitais Híbridos Hibridização 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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Orbitais Híbridos sp Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak Representaçoes de superficies limites Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Orbitais Híbridos sp2 e sp3 BF3 CH4 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Híbridos Envolvendo os Orbitais d Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Ligação por superposição Ligações Múltiplas Ligações s Densidade eletrônica distribuída ao longo da linha de conexão dos átomos Maior força na ligação Ligações p Ligação por superposição Menor força na ligação Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Ligações duplas Ligações Triplas H2C ═ CH2 HC ≡ CH Obs.: O livro “Química: a ciência central” trata somente de ligações π com orbitais p, apesar de ser possível com orbitais d. HC ≡ CH Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Ligações π Deslocalizadas Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de ressonância envolvendo ligações π. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Orbitais Moleculares (OM) Orbital Molecular σ Orbital molecular antiligante Orbital molecular ligante Densidade eletrônica Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Ordem de Ligação A 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) 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! Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Configurações Eletrônicas de B2 até Ne2 – Valência 2s 2p Os orbitais atômicos 2s têm menor energia que os orbitais atômicos 2p; A superposição de dois orbitais 2pz é maior que as dos dois orbitais 2px e 2py; Ambos os orbitais moleculares π2p e π*2p são duplamente degenerados. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Orbitais Moleculares Orbitais 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) Be2 → 1s²2s² Segue mesmas regras de Li2, mas com oito elétrons dos OMs, logo: ½ (4 – 4) = 0 (não existe ligação) Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

Moléculas Diatômicas Heteronucleares -Ex: Óxido de Nitrogênio – NO N = O Tem 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 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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.) Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak