Prof. Cristian Berto da Silveira

1. QUÍMICA GERAL UNIDADE 6 – GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIA DAS LIGAÇÕES Prof. Cristian Berto da Silveira

2. Química Geral UNIDADE 6 – MODELO VSPER E HIBRIDIZAÇÃO Modelo da Repulsão por Pares de Elétrons da Camada de Valência (Modelo VSPER) O modelo VSPER auxilia na determinação da estrutura geométrica das moléculas. * Os pares de elétrons da camada de valência tendem a se orientar de maneira que a energia total da molécula seja mínima. * Os pares eletrônicos não compartilhados são mais volumosos do que os pares compartilhados. A repulsão é maior entre dois pares não compartilhados. * A força de repulsão diminui rapidamente com o aumento do ângulo de ligação entre os pares. No modelo VSPER as ligações e os pares de elétrons isolados se orientam de maneira que as repulsões elétron-elétron são as menores possíveis, enquanto que as atrações núcleo-elétron são as maiores.

3. Química Geral Molécula de Amônia NH3 Molécula de Água H2O Molécula de Metano CH4

4. Química Geral a) As interações químicas são fortes em 90o; b) As interações químicas são mais fracas em 120o; c) As interações químicas são mais fracas em 180o;

5. Química Geral Ex: Escrever a estrutura de Lewis para descobrir quantos pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central nas moléculas de Tricloreto de Arsênio AsCl3 e Tetrafluoresto de Enxofre: AsCl3 As (Z = 33) [Ar] 3d10, 4s2, 4p3 (5 elétrons na camada de valência – Camada N; Grupo 15) Cl (Z = 17) [Ar] 3s2, 3p5 (7 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 17) O átomo de Arsênio (As) apresenta 4 pares de elétrons: - 3 pares compartilhados; - 1 par isolado; Portanto, Número Esteárico = 4 Número Esteárico: É definido como o número de pares de elétrons isolados ou não ao redor do Átomo Central.

6. Química Geral No modelo VSEPR as forças de repulsão estão descritas na seguinte ordem: PAR ISOLADO – PAR ISOLADO > PAR ISOLADO – PAR LIGANTE > PAR LIGANTE – PAR LIGANTE. SF4 S – 6 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 16) F – 7 elétrons na camada de valência – Camada L; Grupo 17) O átomo de Enxofre (S) apresenta 5 pares de elétrons: - 4 pares compartilhados; - 1 par isolado; Portanto, Número Esteárico = 5

7. Química Geral Qual a geometria das moléculas AsCl3 e SF4? AsCl3 Arranjo Eletrônico - TETRAÉDRICO. Forma da Molécula - PIRÂMIDE TRIGONAL. Quadrado Planar os ângulos de repulsão são de 90 o. Tetraédrica os ângulos de repulsão são de 109,5o.

8. Química Geral Posição Equatorial dois pares de elétrons com um ângulo de 90o Posição Axial três pares de elétrons com um ângulo de 90o SF4 Arranjo Eletrônico – BIPIRÂMIDE TRIGONAL Forma da Molécula – GANGORRA

9. Química Geral Molécula SF4

12. Química Geral Exercício: Qual o arranjo eletrônico e a forma da molécula IF5 e SO2. Molécula IF5: I – 7 elétrons na última camada – Grupo 17; F - 7 elétrons na última camada – Grupo 17; 6 pares de elétrons: 5 compartilhadas; 1 Isolado. Arranjo Eletrônico: Octaédrico Forma da Molécula: Pirâmide Tetragonal

13. Química Geral Molécula SO2: O – 6 elétrons na última camada – Grupo 16; S – 6 elétrons na última camada – Grupo 16; 3 pares de elétrons: 2 compartilhadas; 1 Isolado. Arranjo Eletrônico: Trigonal Planar Forma da Molécula: Angular

14. Química Geral Estrutura Linear: Molécula Apolar AX2 Estrutura Linear: Molécula Polar AXY Estrutura Angular: Molécula Polar AX2E2 Uma vez conhecida a estrutura da molécula fica fácil prever se ela é polar ou não.

15. Química Geral Estrutura Pirâmide Trigonal: Molécula Polar AX3E Estrutura Trigonal Plana: Molécula Apolar AX3 Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula Apolar AX5

16. Química Geral Estrutura Octaédrica: Molécula Apolar AX6 Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula Polar AX4Y

17. Química Geral Estrutura Tetraédrica: Molécula Polar AX3Y Estrutura Tetraédrica: Molécula Apolar AX4

18. Química Geral TEORIA DAS LIGAÇÕES Existem quatro modelos de descrição de Ligações Químicas Covalentes. 1. Teoria da Ligação pela Valência; 2. Teoria do Orbital Molecular; 3. Teoria do Campo Cristalino; 4. Teoria do Campo Ligante; 1. Teoria da Ligação pela Valência Esta teoria considera que quando um par de elétrons forma uma ligação, os orbitais atômicos de cada átomo permanecem inalterados e o par de elétron ocupa um orbital em cada um dos átomos simultaneamente

19. Química Geral Ligação σ- s - s Orbital Atômico Orbital Atômico Orbital Molecular - σ 1. Ligações Sigma (σ) Molécula de H2 H (Z = 1) – 1s1. Um elétron no orbital (s) e, segundo a mecânica Quântica o orbital s descreve uma orbita esférica.

20. Química Geral Ligação σ- s - p Orbital Atômico Orbital Atômico Orbital Molecular Para a molécula Cl2 σ As ligações tipo (σ) ocorrem nas moléculas de haletos de hidrogênio (HF, HCl, HBr e HI).

21. Química Geral N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1s 2s 2p N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3 π π σ Para a molécula N2 px py pz Formação de Três Ligações: 1 Ligação σ 2 Ligações π

22. Química Geral LIGAÇÕES SIMPLES: São ligações que ocorrem no mesmo eixo. -Ligações σs - s: Entre dois orbitais s; -Ligações σs - p: Entre dois orbitais, um s e um p; -Ligações σp - p: Entre dois orbitais p; LIGAÇÕES DUPLAS: -1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo; -1 Ligação π: Ocorre em eixos paralelos; LIGAÇÕES TRIPLAS: -1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo; -2 Ligações π: Ocorrem em eixos paralelos; A TEORIA DA LIGAÇÃO PELA VALÊNCIA NÃO CONSEGUE EXPLICAR COMO OCORRE A FORMAÇÃO DA MOLÉCULA CH4.

23. Química Geral 1 1 1 1 1 1 ORBITAL HÍBRIDO sp3 1 1 1 1 1 1 ORBITAL HÍBRIDO sp3 Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de metano (CH4). C (Z = 6) – 1s2, 2s2, 2p2 (4 elétrons na última camada) Existe a possibilidade de realizar duas ligações covalentes. Quando ocorre a adição de uma pequena energia o elétron do orbital 2s excita-se e passa para o orbital 2p, pois a energia é maior para manter o elétron emparelhado no orbital 2s. Desta forma, o átomo de carbono pode realizar as quatro ligações para formar a molécula de CH4. Este fenômeno é chamado de HIBRIDIZAÇÃO. H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 4 Ligações com o H. 1

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28. Química Geral Na molécula de metano ocorrem quatro ligações covalentes entre o átomo de carbono e quatro átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp3.

29. Química Geral 1 1 1 1 1 H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 3 Ligações com o H. 1 ORBITAL HIBRIDO sp2 1 1 1 1 1 ORBITAL HÍBRIDO sp2 Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BH3. B (Z = 5) – 1s2, 2s2, 2p1 (3 elétrons na última camada) Existe a possibilidade de realizar apenas uma ligação covalente. Com a formação do Hibrido sp2 existe a possibilidade da realização de três ligações covalentes.

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33. Química Geral Na molécula de BH3 ocorrem três ligações covalentes entre o átomo de boro e três átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp2.

34. Química Geral 1 1 1 1 ORBITAL HIBRIDO sp 1 1 1 1 H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 2 Ligações com o H. 1 ORBITAL HÍBRIDO sp Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BeH2. Be (Z = 4) – 1s2, 2s2 (2 elétrons na última camada) Não existe a possibilidade de realizar ligações covalentes. Com a formação do Hibrido sp2 existe a possibilidade da realização de três ligações covalentes.

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37. Química Geral Na molécula de BeH2 ocorrem duas ligações covalentes entre o átomo de berílio e dois átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp.

38. Química Geral 1 1 1 1 1 1 1 1 1 P - P - 5 x Cl - 1 1 1 1 1 3p3 3p3 3d 3d 3s2 3s1 1 1 3p5 3s2 ORBITAL HÍBRIDO dsp3 e d2sp3 O orbital d é utilizado quando o átomo central tem que acomodar cinco ou mais pares de elétrons. Ocorre a expansão a regra do octeto. 1 HIBRIDIZAÇÃO dsp3 Molécula PCl5

39. Química Geral Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz e dxy

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41. Química Geral 1 1 1 1 1 1 1 1 1 S - S - 1 6 x F- 1 1 1 1 1 3p3 3p4 3d2 3d 3s2 3s1 1 1 1 1 3p5 3s2 HIBRIDIZAÇÃO d2sp3 Molécula SF6

42. Química Geral Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz, dyz e dxy

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44. Química Geral Tabela de Hibridizações:

45. Química Geral RESUMO Os orbitais híbridos fornecem um modelo conveniente para usar a Teoria da Ligação pela Valência para descrever as ligações covalentes em moléculas cuja as geometrias estão em conformidade com os arranjos previstos pelo modelo VSEPR. Passos utilizados para auxiliar na determinação dos orbitais híbridos em uma ligação: 1. Desenhar a estrutura de Lewis para molécula ou íon; 2. Determine o arranjo utilizando o modelo VSEPR; 3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons compartilhados; Exercício: A partir da fórmula molecular descrever a Estrutura de Lewis, o Arranjo Eletrônico, a Geometria da Molécula e a Hibridização (TLV): a) BeF2 b) SO3 c) NH3 d) BrF3 e) ClF5

46. Química Geral 2. Teoria do Orbital Molecular A Teoria dos Orbitais Moleculares foi desenvolvida no final dos anos 20, com o objetivo de explicar os fenômenos que algumas moléculas apresentavam e que não puderam ser explicados pela Teoria da Ligação pela Valência, como por exemplo, o fato da molécula de O2ser PARAMAGNÉTICA (elétrons desemparelhados) e não DIAMAGNÉTICA (elétrons emparelhados), conforme definido por Lewis, abordado pela Teoria da Ligação pela Valência. Propriedade Magnética do O2 líquido.

47. Química Geral A principal diferença entre a Teoria da Ligação Pela Valência (TLV) e a Teoria do Orbital Molecular (TOM) é que a TLV assume, como a proposta de Lewis, que os elétrons e uma ligação estão localizados entre dois átomos ligados, enquanto que a TOM assume que os elétrons pertencem a molécula como um todo. Pela TOM os elétrons ocupam orbitais chamados de ORBITAIS MOLECULARES, que se espalham por toda a molécula. Os ORBITAIS MOLECULARES são construídos a partir da SUPERPOSIÇÃO de orbitais atômicos pertencente a camada de valência dos átomos presentes na molécula. Como os Orbitais Atômicos são definidos como funções de onda, quando eles sofrem uma Interferência Construtiva ocorre o surgimento dos Orbitais Ligantes. Quando esta Interferência for Destrutiva ocorre o surgimento de Orbitais Antiligantes.

48. Química Geral Nó σ1s* Energia σ1s 1s 1s Orbitais Atômicos do H Orbitais Moleculares do H2 ORBITAIS MOLECULARES SIGMA σ1S - Orbital Molecular Ligante σ1S* - Orbital Molecular Antiligante Nos Orbitais Moleculares Ligantes, de menor energia, encontra-se uma elevada densidade eletrônica, ou seja, região onde existe a probabilidade de se encontrar o elétron. Já os Orbitais Moleculares Antiligantes apresentam elevada energia e os elétrons encontrados nessa região não contribuem para a formação da ligação química.

49. Química Geral Diagrama do Orbital Molecular para Molécula de H2 Energia Energia Orbital Atômico Orbital Molecular Orbital Atômico σ1s* Átomo de H Átomo de H 1 1 H (Z = 1 ) – 1s1 H (Z = 1 ) – 1s1 1 1 σ1s σ1s – Orbital Ligante σ1s* – Orbital Antiligante

50. Química Geral 2 – 0 n – n* n – n* O.L O.L O.L = = = 2 2 2 Ordem de Ligação (O.L): É o número de ligações que unem um par específico de átomos. n – número de elétrons ligantes; n* - número de elétrons antiligantes. Desta forma a ordem de ligação para a Molécula de H2 é: O.L = 1