Geometria Molecular e Teorias de Ligação

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

2. 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: Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

3. Narcótico Analgésico Anti-tussígeno Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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 Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

5. 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

6. Representação de Lewis: Representação Espacial: Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

7. Formas Básicas Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

8. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

9. 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

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. 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 elétrons. 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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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

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

15. Modelos Espaciais Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

16. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

18. Pode-se determinar a polaridade de uma molécula tendo como base a análise de sua geometria molecular. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

19. Moléculas Polares e Apolares Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

21. 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

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. Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

23. 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

24. Orbitais Híbridos sp Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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

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

27. 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

28. Ligações duplas H2C ═ CH2 Ligações Triplas HC ≡ CH Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak

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

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

37. 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