Capítulo 9: Geometria Molecular e Teorias de Ligação

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1 Capítulo 9: Geometria Molecular e Teorias de Ligação
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak Nomes: Verônica Lima Magioni n° 12737 Felipe Miranda de Souza Voss n° 13698

2 Tópicos a serem abordados
Formas espaciais moleculares O modelo RPENV Formas espaciais moleculares e polaridades Ligação covalente e superposição de orbitais Hibridização de orbitais Ligações múltiplas Moléculas diatômicas do segundo período

3 Formas espaciais moleculares
A forma espacial é determinada pelos fatores: Ângulos de ligação Comprimento de ligação.

4 O modelo RPENV (Repulsão do Par de Elétrons do Nível de Valência)
A base do modelo RPENV está na melhor disposição de elétrons, que é aquela que minimiza a repulsão entre eles.

5 Influência dos pares não-ligantes no ângulo de ligação

6 Tipos de geometrias espaciais

7 Forma espacial e polaridade molecular
É determinada com base na eletronegatividade dos elementos. Os dipolos de ligação e os momentos de dipolo são grandezas vetoriais, e por esse motivo têm módulo, direção e sentido.

8 Exemplo de dipolo de ligação

9 Exemplos de momentos dipolares

10 Ligação covalente e superposição de orbitais
A teoria da ligação de valência consiste em os orbitais poderem se unir uns aos outros de forma a se obter uma imagem correspondente ao modelo RPENV. H – 1s F – 1s2 2s2 2p5

11 Hibridização de orbitais
A hibridização consiste na combinação de orbitais para formar novos, que são chamados orbitais híbridos. As ligações covalentes são formadas por: Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais atômicos. Sobreposição de orbitais híbridos com outros orbitais híbridos.

12 Hibridização sp Ex: BeF2

13 Hibridização sp2 e sp3 Ex: BF3 CH4

14 Híbridos envolvendo os orbitais d são formados da mesma maneira que os orbitais p

15 Ligações múltiplas Existem dois tipos de ligações Múltiplas:
Ligações s Ligações p Menor força na ligação

16 Ligação Dupla

17 Ligação Tripla

18 Ligações p delocalizadas
Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de ressonância envolvendo ligações p. Ex: C6H6

19 Moléculas diatômicas do segundo período
Para moléculas homonucleares de valências s e p valem: O número de orbitais moleculares (OM) 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; Cada OM pode acomodar dois elétrons com spins desemparelhados; Quando OMs de mesma energia são ocupados, um elétron entra em cada orbital antes de ocorrer um emparelhamento (Hund).

20 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) Obs.: os elétrons do cerne [Ne] não interferem na ligação. Be2 → 1s2 2s2 Segue mesmas regras de Li2, mas com oito elétrons nos OMs, logo: ½ (4 – 4) = 0 (não existe ligação) Diagrama para Li2: a ligação tem seis elétrons nos OMs.

21 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.

22 A interação entre orbitais 2s-2p afeta as energias de σ2s (diminuem) e σ2p (aumentam). Essa alteração muda a ordem energética dos OMs: B2, C2, N2 → OM σ2p > OM π2p O2, F2, Ne2 → OM σ2p < OM π2p

23 Configurações eletrônicas e propriedades moleculares
O modo como uma substância se comporta sob a ação de um campo magnético permite a compreensão de sua distribuição eletrônica: Há paramagnetismo quando existem elétrons desemparelhados, pois há maior força de atração magnética Há diamagnetismo quando não há elétrons desemparelhados (repulsão magnética). Se há aumento da ordem de ligação, as distâncias de ligação diminuem e as entalpias aumentam, porém, moléculas com mesma ordem de ligação têm características diferentes. Ex.: O2 - ligação curta: 1,21 Å - entalpia alta: 495 kJ/mol - é paramagnético: há dois elétrons desemparelhados - ordem de ligação: ½ (8 – 4) = 2 (dupla ligação) O = O

24 Moléculas diatômicas heteronucleares
Ex: Óxido de Nitrogênio – NO N = O 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 orbitais moleculares serão parecidos com os das moléculas diatômicas homonucleares. ½ (8-3) = ½ 5 = 5/2 = 2 ½ Obs: A ordem de ligação indica mais do que dupla ligação, mostrando que pode haver falha em relação ao modelo de Lewis. – . .. .. . .. .. .. ..

25 Referências bibliográficas
Química a Ciência Central 9ª edição