Geometria Molecular e Teorias de Ligação

Apresentação em tema: "Geometria Molecular e Teorias de Ligação"— Transcrição da apresentação:

1 Geometria Molecular e Teorias de Ligação
Rodrigo Fróes Merigo nº 15891 Gabriel Cari Costa nº 15851 Engenharia Mecânica 2008 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

2 Por quê 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 2

3 Narcótico Analgésico Anti-tussígeno
Explica qual a diferença Narcótico Analgésico Anti-tussígeno 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 3

4 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

5 Formas Espaciais Moleculares
Determinada por fatores como ângulo de ligação e comprimento de ligação, as formas espaciais se diferem das formas moleculares como a de Lewis, por exemplo, que representa os átomos em um único plano. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

6 Representação de Lewis: Representação Espacial:
Dizer q eh 3d e dizer observe a preocupação com ângulos e comprimentos 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 6

7 Formas Básicas 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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9 As figuras mostradas representam as formas mais básicas de representação, mas ainda podem ser obtidas formas adicionais removendo átomos de seus vértices: 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

10 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. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

11 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 elétron. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

12 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. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

13 Influência dos Pares Não-Ligantes no Ângulo de Ligação
Explicar e talz 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 13

14 O arranjo será definido pela distribuição dos átomos e não pela distribuição dos domínios de elétrons. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

15 Modelos Espaciais Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 05/09/2008
Domínio de elétron em seguida 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 15

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17 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 17

18 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 18

19 Moléculas Polares e Apolares
Falar de momento dipolar 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 19

20 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. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

21 A sobreposição de orbitais permite que elétrons de spins contrários compartilhem o mesmo espaço:
H – 1s F – 1s² 2s² 2p5 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

22 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. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

23 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. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

24 Orbitais Híbridos sp Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak 05/09/2008
Representaçoes de superficies limites 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

25 Orbitais Híbridos sp2 e sp3
BF3 CH4 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

26 Híbridos Envolvendo os Orbitais d
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27 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

28 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

29 Ligações π Deslocalizadas
Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de ressonância envolvendo ligações π. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

30 Orbitais Moleculares (OM)
Orbital Molecular σ Orbital molecular antiligante Orbital molecular ligante Densidade eletrônica 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

31 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

32 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! 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

33 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. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

34 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. 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

35 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) 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

36 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 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

37 Bibliografia http://www.youtube.com/watch?v=Y27Dq-sNglM
“Química: A Ciência Central”. Lemay, Brown, Bursten. São Paulo: Pearson, (9.ª ed.) “Química: Um Curso Universitário”. Mahan, Myers. São Paulo: Edgard Blücher, (4.ª ed.) “Princípios de Química”. Masterton, Slowinski, Stanitski. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., (6.ª ed.) 05/09/2008 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak