Geometria das Moléculas e Teoria das Ligações

CAPÍTULO 9 Geometria das Moléculas e Teoria das Ligações Grupo:Michael Felipe Guarizo (EEL/17114) Rodrigo Davy Vaz de Oliveira Braga (EEL/17127) Hélio Hideki Takigone (EEL/17119) Prof. Élcio

Geometria das moléculas • A estrutura de Lewis só nos fornece o número e o tipo de ligação que determinada molécula realiza. • A forma espacial que tal molécula adquire no espaço, é determinada por seus ângulos de ligação, gerado pela repulsão dos elétrons (ligantes e não ligantes) presentes na camada de valência dos átomos, dando uma geometria 3D à molécula. Prof. Élcio

Geometria molecular • Existem 5 tipos de geometria fundamentais que obedecem o esquema ABn para a distribuição espacial Prof. Élcio

Geometria molecular • 5-Octaédrica ou bipiramidal tetragonal (presente em moléculas com seis nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligação). • SF6 Prof. Élcio

Geometria molecular • 4-Bipiramidal trigonal (presente em moléculas com cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações). • SF4 Prof. Élcio

Geometria molecular • 3-Tetraédrica (presente em moléculas com quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações). • CH4 Prof. Élcio

Geometria molecular • 2-Trigonal Plana ou Triangular (presente nas moléculas em que o átomo central possui três nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todas realizam ligações). • SO3 Prof. Élcio

Geometria molecular • 1-Linear (presente em todas as moléculas biatômicas ou em moléculas em que o átomo central possua no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todas realizam ligações). • CO2 Prof. Élcio

Casos particulares (angular e piramidal) • Angular (moléculas que possuem par de elétrons não ligantes no átomo central). • H2O Prof. Élcio

Casos particulares (angular e piramidal) • Piramidal (moléculas com quatro nuvens eletrônicas no átomo central, mas apenas três realizam ligações). • NH3 Prof. Élcio

Modelo RPENV • Para determinar a geometria que a molécula adquire, usamos os pares de elétrons ligantes e não ligantes, determinados pela forma estrutural de Lewis. • A molécula adquire a geometria em que a repulsão entre seus elétrons seja a mínima possível. Prof. Élcio

Modelo RPENV • Efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação. • Uma molécula pode adquirir a mesma geometria que outra molécula, mas não necessariamente devem ter o mesmo ângulo de ligação. Isso ocorre devido aos pares de elétrons não-ligantes serem atraídos por um único núcleo, gerando uma força repulsiva maior entre os adjacentes, comprimindo o ângulo de ligação. Prof. Élcio

Modelo RPENV • Moléculas com níveis de valência expandidos • *Moléculas com cinco nuvens eletrônicas, tendem a se estabilizar quando adquirem a geometria bipiramidal trigonal • *Moléculas com seis nuvens eletrônicas, tendem a se estabilizar quando adquirem a geometria bipiramidal tetragonal Prof. Élcio

Modelo RPENV Prof. Élcio

Modelo RPENV • Formas espaciais de moléculas maiores • Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central separadamente • CH3COOH (ácido acético) Prof. Élcio

Polaridade • Linha de eletronegatividade Prof. Élcio

Polaridade • Existe uma diferença de eletronegatividade entre as moléculas. A essa diferença damos o nome de momento de dipolo. Prof. Élcio

Polaridade • Os momentos de dipolo são grandezas vetoriais, portanto, uma molécula pode ter ligações polares e ser apolar, ou seja, se o momento de dipolo resultante for zero, dizemos que a molécula é apolar, mas se o momento de dipolo resultante for diferente de zero, a molécula é polar. Prof. Élcio

Polaridade • Concluímos então que a polaridade da molécula depende de sua geometria • Apolar – CO2 Prof. Élcio

Polar – H2O Momento de dipolo total ‡ 0 Polaridade Prof. Élcio

Polaridade Prof. Élcio

Ligação covalente e superposiçãode orbitais • Teoria da ligação de Valência • A teoria tenta explicar a ocorrência de ligações covalentes entre átomos. Esta ocorreria através da superposição de orbitais atômicos semi-preenchidos de átomos distintos que se ligariam, sendo que esta superposição causaria o aumento da densidade eletrônica entre os núcleos. Prof. Élcio

Ligação covalente e superposição de orbitais • Relação entre a distância de átomos ligantes e a energia potencial Prof. Élcio

Orbitais híbridos • Para explicarmos as geometrias de moléculas poliatômicas, freqüentemente supomos que os orbitais atômicos em um átomo se misturam para formar orbitais híbridos. Prof. Élcio

Orbitais híbridos Prof. Élcio

Orbitais híbridos • Hibridização é o processo pelo qual se combinam orbitais atômicos durante a aproximação dos átomos ligantes. O número de orbitais híbridos é igual ao número de orbitais atômicos que se misturam. Os orbitais híbridos tem regiões maiores do que os orbitais que o formaram. Prof. Élcio

Orbitais híbridos • Orbitais Híbridos sp • São orbitais formados pela mistura de um orbital s e um orbital p, sendo que ambos os orbitais devem conter elétrons desemparelhados. Usamos a estrutura eletrônica do Be: Prof. Élcio

Orbitais híbridos • Orbitais híbridos sp2 e sp3 • Os orbitais sp2 são coplanares afastados 120º. É responsável pela geometria trigonal plana. • Os orbitais sp3 apontam em direção aos vértices de um tetraedro. Prof. Élcio

Orbitais híbridos • Hibridização com orbitais d • É possível com átomos do 3º período ou subsequentes, e segue a mesma lógica mostrada para os outros orbitais híbridos. Prof. Élcio

Orbitais híbridos • sp3d – bipirâmide trigonal • sp3d2 - octaedro Prof. Élcio

Ligações múltiplas • Ligação sigma e pi • A ligação sigma corresponde a uma ligação direta entre os átomos, ou seja, os orbitais cruzam a reta que une os núcleos atômicos. Já a ligação pi corresponde a uma ligação lateral entre os orbitais atômicos; os orbitais dessa ligação são perpendiculares à reta internuclear. Os orbitais correspondentes a pi são menos estáveis que os orbitais sigma. • Uma ligação sigma corresponde em geral a uma ligação simples • Uma ligação sigma e uma pi formam uma ligação dupla • Uma ligação sigma e duas pi formam uma ligação tripla Prof. Élcio

Ligações múltiplas • Ligações pi delocalizadas Prof. Élcio

Teoria do Orbital Molecular • Maneira mais complexa e atual de se considerar os orbitais nas moléculas. • Suponha que orbitais atômicos puros dos átomos na molécula combinam-se para produzir orbitais que são espalhados ou delocalizados sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira. Esses novos orbitais são os orbitais moleculares. • Um exemplo de aplicação é a previsão dos orbitais moleculares que dão a estrutura eletrônica da molécula de O2, que não segue a suposição de emparelhamento de elétrons da abordagem de Lewis. Prof. Élcio

Princípios da Teoria do Orbital Molecular • O número total de orbitais moleculares é sempre igual ao número total de orbitais atômicos fornecidos pelos átomos que combinaram. • O orbital molecular ligante tem menor energia do que os orbitais atômicos originais, e os orbitais anti-ligantes são de maior energia. Prof. Élcio

Princípios da Teoria do Orbital Molecular • Os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais de energia cada vez maior, de acordo com o principio da exclusão de Pauli e o princípio da maior multiplicidade de Hund. • Os orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares de forma mais eficaz, quando os orbitais atômicos possuem energias semelhantes. Prof. Élcio

Orbitais moleculares para H2 • Os orbitais dos dois átomos do H2 se sobrepõem formando assim 2 orbitais moleculares • Orbital molecular resultante da adição: O.M. ligante • Orbital molecular resultante da subtração: O.M. anti-ligante Prof. Élcio

Teoria do Orbital Molecular Prof. Élcio

Ordem de ligação para Teoria do Orbital Molecular • Número líquido de pares de elétrons de ligação unindo um par de átomos. • Ordem de ligação = ½ (nº de e- em O.M. ligantes – nº de e- em O.M. anti-ligantes) • A estabilidade da ligação está relacionada à ordem de ligação. Quanto maior a ordem de ligação mais estável a ligação. Prof. Élcio

Orbital Molecular de Li2 • Os elétrons ơ1se ơ1s* se anulam em relação a estabilizar a ligação. • A ligação deve-se ao par de elétrons atribuídos ao orbital ơ2s . • Ordem de ligação (OL) = 1 Prof. Élcio

Teoria do Orbital Molecular Prof. Élcio

Orbital Molecular de Be2 • Provavelmente não existe, pois todos os elétrons se cancelam para estabilizar a ligação, assim não há ligação líquida. • OL = 0 Prof. Élcio

Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p • Quando os orbitais 2p se sobrepõem, seis orbitais moleculares resultam da combinação: • Um orbital ơ e um ơ*, resultante da interação de dois orbitais de cada átomo. Prof. Élcio

Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p • Dois orbitais π e dois orbitais π*, resultantes da interação de dois orbitais de cada átomo. • Quando ocorrem interações entre os orbitais “s” e “p” do mesmo nível, a ordem de energia dos orbitais moleculares pode se alterar. Prof. Élcio

Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p Prof. Élcio

Configurações eletrônicas e propriedades moleculares • Quanto ao comportamento das moléculas em um campo magnético, elas podem apresentar: Prof. Élcio

Configurações eletrônicas e propriedades moleculares • Paramagnetismo: possuem elétrons não emparelhados, sendo assim fortemente atraídas pelo campo magnético. Prof. Élcio

Geometria das Moléculas e Teoria das Ligações