Geometria molecular e teorias de ligação

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1 Geometria molecular e teorias de ligação
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PIAUÍ CAMPUS PARNAÍBA CURSO DE QUÍMICA Geometria molecular e teorias de ligação Prof.: Fernando Gomes Parnaíba/PI, 2013

2 Formas espaciais moleculares
Por que conhecer a forma espacial de uma molécula??? Propriedades de uma molécula – são dadas por: Forma Tamanho Força das ligações Polaridade das ligações. *Objetivos: relacionar E. Lewis + Forma tridimensional das moléculas  analisar a ocorrência das ligações covalentes  prever o comportamento das moléculas  influência nas propriedades físicas e químicas das mesmas. Definidos por: Ângulos e Distância entre os átomos constituintes da estrutura.

3 Formas espaciais moleculares
Por que conhecer a forma espacial de uma molécula??? Segundo J. D. Lee, em “Química Inorgânica não tão concisa” (1999): Existem diversas teorias que explicam as estruturas eletrônicas e formas das moléculas conhecidas, bem como as tentativas de prever a forma das moléculas cujas estruturas ainda são desconhecidas. Todas essas teorias têm suas ventagens e defeitos. Nenhuma delas é rigorosa. As teorias podem mudar à medida que novos conhecimentos vão sendo incorporados. Se soubéssemos ou pudéssemos provar o que é uma ligação química, não teríamos necessidade de teorias. Assim, o valor de uma teoria reside mais na sua utilidade do que na sua veracidade. É importante sermos capazes de prever a estrutura de uma molécula. Na maioria, todas as teorias levam à resposta correta.

4 Formas espaciais moleculares
As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. A forma espacial/geometria de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. A forma espacial/geometria de uma molécula descreve a distribuição dos átomos no espaço. Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5. Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana. Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro.

5 Formas espaciais moleculares

6 Formas espaciais moleculares
As formas espaciais/geometrias moleculares têm sentido apenas quando existem no mínimo 3 átomos  se existem apenas 2 átomos, eles estão tão próximos um do outro e não existe um nome específico para descrever a moléculas. Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão. Teorias sobre as ligações químicas: Teoria de Lewis ) Teoria da Lig. de Valência Teoria de Sidgwick-Powell ) Teoria dos Orbitais Molec. Teoria VSEPR

7 Teoria de Sidgwick-Powell
Previsão da geometria das moléculas baseando-se no nº de pares de e- na camada de valência do átomo central; Pares de e-: compartilhados X isolados  são considerados equivalentes; A repulsão entre os pares de e- será minimizada se eles estiverem situados o mais distante possível uns dos outros.

8 Modelo RPENV Teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV): Considera que a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize a repulsão entre os elétrons. Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.

9 Modelo RPENV Teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV): Melhoramento da Teoria de Sidgwick-Powell por Gillespie e Nyholm em 1957; Estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de e- da camada de valência; O par isolado não equivale ao par ligante, sendo que o primeiro ocupa um volume muito maior no espaço em torno do átomo central, já que é atraído apenas por um único núcleo. A presença de pares isolados provoca distorções nos ângulos de ligação das moléculas. Ex: CH4 (109,5º), NH3 (107º48’), H2O (104º27’);

10 Modelo RPENV Teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV): A magnitude das repulsões entre os pares de e- ligantes depende da diferença de eletronegatividade entre os átomos; *Quanto maior a eletronegatividade de um dos átomos, menor a repulsão, portanto menor o ângulo. Ex: N H3 (107º48’) NF3 (102º) Ligações triplas provocam maiores repulsões quando comparadas com as ligações duplas e estas com as ligações simples. Considera as cinco geometrias básicas:

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12 Formas espaciais moleculares
Ao considerarmos o arranjo ao redor do átomo central, consideramos todos os domínios de elétrons (pares solitários, pares ligantes e ligações múltiplas). Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos átomos.

13 Modelo RPENV Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos). Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes). Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a repulsão e--e-.

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16 Modelo RPENV Para determinar o arranjo: Desenhe a estrutura de Lewis,
conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.

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18 Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação Determinamos o arranjo observando apenas os elétrons (ou domínio de elétrons). Damos nome à geometria molecular pela posição dos átomos. Ignoramos os pares solitários na geometria molecular. Todos os átomos que obedecem a regra do octeto têm arranjos tetraédricos.

19 Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o O: Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de elétrons não-ligantes aumenta.

20 Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação

21 Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do que os elétrons nas ligações simples. Ex: molécula do fosfogênio.

22 Moléculas com níveis de valência expandidos
Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos). Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.

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25 Moléculas com níveis de valência expandidos
Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos Para minimizar a repulsão e--e- , os pares solitários são sempre colocados em posições equatoriais.

26 Moléculas com níveis de valência expandidos
Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos Se um átomo tem 5 domínios de e- ligantes e 1 domínio não-ligante, podemos admitir o domínio não-ligante apontando em direção a qualquer um dos vértices (geometria piramidal quadrática);  Qdo existem 2 domínios de e- não-ligantes, suas repulsões são minimizadas qdo eles apontam para vértices opostos no octaedro (geometria quadrática plana).

27 Modelo RPENV Formas espaciais de moléculas maiores
No ácido acético, CH3COOH, existem três átomos centrais. Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central separadamente. Arranjos: tetraédrico – trigonal plano - tetraédrico

28 Forma molecular e polaridade molecular
Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação entre eles é polar. É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar. Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear.

29 Forma molecular e polaridade molecular
Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se cancelam. Conseqüentemente, a água é uma molécula polar.

30 Forma molecular e polaridade molecular
A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria molecular.

31 Superposição de orbitais
Ligação covalente e Superposição de orbitais ATENÇÃO: As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque uma ligação se forma. Como devemos considerar a forma em termos da mecância quântica? Quais são os orbitais envolvidos nas ligações? Usamos a teoria de ligação de valência: As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem.  Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.

32 Superposição de orbitais
Ligação covalente e Superposição de orbitais

33 Superposição de orbitais
Ligação covalente e Superposição de orbitais À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais atômicos se superpõem. À medida que a superposição aumenta, a energia de interação diminui. A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de ligação). Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos começam a se repelir e a energia aumenta. À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo-núcleo, elétron-elétron).

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35 Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp
Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para adotarem uma geometria adequada para a ligação. A hibridização é determinada pelo arranjo. Orbitais híbridos sp Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe):

36 Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp
O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2. Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações. Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para descreverem os orbitais nas moléculas. Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180 (teoria de RPENV). Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com cada um dos elétrons desemparelhados do F.

37 Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp
Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes de 180. Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o orbital 2p para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação. Mas a geometria ainda não está explicada. Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital híbrido. O orbital híbrido surge de um orbital s e de um orbital p e é chamado de orbital híbrido sp. Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância entre si.

38 Orbitais híbridos sp Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be.

39 Orbitais híbridos sp2 e sp3
Importante: quando misturamos n orbitais atômicos, devemos obter n orbitais híbridos. Os orbitais híbridos sp2 são formados com um orbital s e dois orbitais p. (Conseqüentemente, resta um orbital p não-hibridizado.) Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um plano trigonal. Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais sp2 no átomo central.

40 Orbitais híbridos sp2

41 Orbitais híbridos sp2 e sp3
Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de um orbital s e três orbitais p. Conseqüentemente, há quatro lóbulos grandes. Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro. O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5. Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp3.

42 Orbitais híbridos sp3

43 Orbitais híbridos sp2 e sp3