Geometria e teorias de ligação

Prévia do material em texto

<p>02/04/2024</p><p>1</p><p>Forma e Estrutura das moléculas</p><p>Prof. Fernanda Anjos</p><p>Geometria das moléculas</p><p>✓As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o</p><p>número e os tipos de ligações entre os átomos.</p><p>✓As estruturas de Lewis são representações em 2 dimensões das ligações entre</p><p>átomos.</p><p>✓A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação.</p><p>1</p><p>2</p><p>02/04/2024</p><p>2</p><p>Geometria das moléculas</p><p>•Algumas moléculas cujo ângulo de ligação não é determinada pela</p><p>geometria, como a angular e a pirâmide trigonal, elas são determinados</p><p>experimentalmente.</p><p>104,5°</p><p>107°</p><p>Modelo de VSEPR</p><p>✓Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se</p><p>repelem e, consequentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que</p><p>minimize essa repulsão.</p><p>✓Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons da</p><p>Camada de Valência (VSEPR).</p><p>✓Esta teoria amplia a teoria de ligação de Lewis adicionando regras que explicam</p><p>os ângulos de ligação.</p><p>3</p><p>4</p><p>02/04/2024</p><p>3</p><p>Modelo de VSEPR</p><p>✓Para determinar o arranjo:</p><p>✓Desenhe a estrutura de Lewis,</p><p>✓conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central,</p><p>✓ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a repulsão e-</p><p>- e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.</p><p>✓ Determinamos o arranjo</p><p>observando apenas os elétrons.</p><p>✓ Damos nome à geometria</p><p>molecular pela posição dos</p><p>átomos.</p><p>5</p><p>6</p><p>02/04/2024</p><p>4</p><p>O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações</p><p>múltiplas nos ângulos de ligação</p><p>104.5O107O</p><p>N</p><p>HH</p><p>H</p><p>C</p><p>H</p><p>HH</p><p>H</p><p>109.5O</p><p>O</p><p>HH</p><p>✓Como os elétrons em uma ligação são</p><p>atraídos por dois núcleos, eles não se</p><p>repelem tanto quanto os pares solitários.</p><p>✓Consequentemente, os ângulos de ligação</p><p>diminuem quando o número de pares de</p><p>elétrons não-ligantes aumenta.</p><p>C O</p><p>Cl</p><p>Cl</p><p>111.4o</p><p>124.3o</p><p>✓Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem</p><p>mais do que os elétrons nas ligações simples.</p><p>7</p><p>8</p><p>02/04/2024</p><p>5</p><p>Moléculas com níveis de valência expandidos</p><p>✓Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de</p><p>bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos).</p><p>✓Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo</p><p>três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão</p><p>localizados acima e abaixo desse plano.</p><p>✓Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro</p><p>pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de</p><p>elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.</p><p>Expansão do octeto</p><p>• Para minimizar a repulsão</p><p>e-- e- , os pares isolados são</p><p>sempre colocados em</p><p>posições equatoriais</p><p>9</p><p>10</p><p>02/04/2024</p><p>6</p><p>✓No ácido acético,</p><p>CH3COOH, existem três</p><p>átomos centrais.</p><p>✓Atribuímos a</p><p>geometria ao redor de</p><p>cada átomo central</p><p>separadamente.</p><p>11</p><p>12</p><p>02/04/2024</p><p>7</p><p>Polaridade</p><p>✓Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a</p><p>ligação entre eles é polar.</p><p>✓É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar.</p><p>✓Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear.</p><p>✓Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se cancelam.</p><p>✓Consequentemente, a água é uma molécula polar.</p><p>13</p><p>14</p><p>02/04/2024</p><p>8</p><p>✓A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua</p><p>geometria molecular.</p><p>Teoria da ligação de Valência</p><p>✓As estruturas de Lewis e o modelo VSEPR não explicam porque uma ligação</p><p>se forma.</p><p>✓Quais são os orbitais envolvidos nas ligações?</p><p>✓Usamos a teoria de ligação de valência:</p><p>✓As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem.</p><p>✓Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.</p><p>15</p><p>16</p><p>02/04/2024</p><p>9</p><p>Teoria da ligação de Valência</p><p>✓À medida que dois núcleos se</p><p>aproximam, seus orbitais</p><p>atômicos se superpõem.</p><p>✓À medida que a superposição</p><p>aumenta, a energia de interação</p><p>diminui.</p><p>✓A uma determinada distância, a</p><p>energia mínima é alcançada.</p><p>✓A energia mínima corresponde à</p><p>distância de ligação (ou</p><p>comprimento de ligação).</p><p>✓Quando os dois átomos ficam</p><p>mais próximos, seus núcleos</p><p>começam a se repelir e a energia</p><p>aumenta.</p><p>✓ À distância de ligação, as forças de</p><p>atração entre os núcleos e os elétrons</p><p>equilibram exatamente as forças</p><p>repulsivas (núcleo-núcleo, elétron-</p><p>elétron).</p><p>Teoria da ligação de Valência</p><p>HF N2</p><p>17</p><p>18</p><p>02/04/2024</p><p>10</p><p>Teoria da ligação de Valência</p><p>19</p><p>20</p><p>02/04/2024</p><p>11</p><p>Orbitais híbridos</p><p>✓Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para</p><p>adotarem uma geometria adequada para a ligação.</p><p>✓A hibridização é determinada pelo arranjo.</p><p>✓Orbitais híbridos sp</p><p>✓Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela</p><p>existe):</p><p>Orbitais híbridos sp</p><p>✓O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2.</p><p>✓Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações.</p><p>✓Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para</p><p>descreverem os orbitais nas moléculas.</p><p>✓Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180° (teoria de VSEPR).</p><p>✓Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com cada</p><p>um dos elétrons desemparelhados do F.</p><p>21</p><p>22</p><p>file:///C:/Documents and Settings/Fernanda/Hybridization/Hybridization.html</p><p>02/04/2024</p><p>12</p><p>Orbitais híbridos sp</p><p>✓Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180° de distância entre si.</p><p>✓Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, ainda</p><p>existem dois orbitais p não-hibridizados no Be.</p><p>Orbitais híbridos sp2</p><p>✓Importante: quando</p><p>misturamos n orbitais</p><p>atômicos, devemos obter n</p><p>orbitais híbridos.</p><p>✓Os orbitais híbridos sp2 são</p><p>formados com um orbital s e</p><p>dois orbitais p.</p><p>(Consequentemente, resta um</p><p>orbital p não-hibridizado.)</p><p>✓Os grandes lóbulos dos</p><p>híbridos sp2 encontram-se em</p><p>um plano trigonal.</p><p>✓Todas as moléculas com</p><p>arranjos trigonais planos têm</p><p>orbitais sp2 no átomo central.</p><p>23</p><p>24</p><p>02/04/2024</p><p>13</p><p>Orbitais híbridos sp3</p><p>Orbitais híbridos sp3</p><p>25</p><p>26</p><p>02/04/2024</p><p>14</p><p>Arranjo</p><p>27</p><p>28</p><p>02/04/2024</p><p>15</p><p>Hibridização envolvendo orbitais d</p><p>✓Uma vez que existem apenas três orbitais p, os arranjos octaédricos e de</p><p>bipirâmide trigonal devem envolver os orbitais d.</p><p>✓Os arranjos de bipirâmide trigonais necessitam de hibridização sp3d.</p><p>✓Os arranjos octaédricos requerem hibridização sp3d2.</p><p>Hibridização</p><p>envolvendo</p><p>orbitais d</p><p>Arranjo</p><p>29</p><p>30</p><p>02/04/2024</p><p>16</p><p>Ligações múltiplas</p><p>✓Ligações σ: a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os</p><p>núcleos.</p><p>✓Todas as ligações simples são ligações s.</p><p>✓Ligações p: a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do</p><p>plano dos núcleos.</p><p>✓Uma ligação dupla consiste de uma ligação s e de uma ligação p.</p><p>✓Uma ligação tripla tem uma ligação σ e duas ligações p.</p><p>✓Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações p vêm de orbitais</p><p>não-hibridizados.</p><p>Ligações múltiplas</p><p>31</p><p>32</p><p>02/04/2024</p><p>17</p><p>Ligações múltiplas</p><p>✓O etileno, C2H4, tem:</p><p>✓uma ligação σ e uma ligação p;</p><p>✓ambos os átomos de C estão hibridizados</p><p>sp2;</p><p>✓Ambos os átomos de C possuem arranjos e</p><p>geometrias moleculares trigonais planos.</p><p>✓Considere o acetileno, C2H2</p><p>✓O arranjo de cada C é linear;</p><p>✓Consequentemente, os átomos de C</p><p>são hibridizados sp;</p><p>✓Os orbitais híbridos sp formam as</p><p>ligações σ C-C e C-H;</p><p>✓Há dois orbitais p não-hibridizadas;</p><p>✓Ambos os orbitais p não-hibridizados</p><p>formam as duas ligações p;</p><p>✓Uma ligação p está acima e abaixo do</p><p>plano dos núcleos;</p><p>✓Uma ligação p está à frente e atrás do</p><p>plano dos núcleos.</p><p>33</p><p>34</p><p>02/04/2024</p><p>18</p><p>✓Até agora, todas as ligações</p><p>encontradas estão localizadas</p><p>entre os dois núcleos.</p><p>✓No caso do benzeno:</p><p>✓existem 6 ligações σ C-C, 6</p><p>ligações σ C-H,</p><p>✓cada átomo de C é hibridizado</p><p>sp2</p><p>✓e existem 6 orbitais p não-</p><p>hibridizados em cada átomo de</p><p>C.</p><p>Ligações múltiplas</p><p>✓No benzeno há duas opções para as três ligações p :</p><p>✓localizadas entre os átomos de C ou</p><p>✓deslocalizadas acima de todo o anel (neste caso, os elétrons p são</p><p>compartilhados por todos os seis átomos de C).</p><p>✓Experimentalmente, todas as ligações C-C têm o mesmo</p><p>comprimento no benzeno.</p><p>✓Consequentemente, todas as ligações</p><p>C-C são do mesmo tipo</p><p>(lembre-se de que as ligações simples são mais longas do que as</p><p>ligações duplas).</p><p>35</p><p>36</p><p>Slide 1: Forma e Estrutura das moléculas</p><p>Slide 2: Geometria das moléculas</p><p>Slide 3: Geometria das moléculas</p><p>Slide 4: Modelo de VSEPR</p><p>Slide 5: Modelo de VSEPR</p><p>Slide 6</p><p>Slide 7: O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação</p><p>Slide 8</p><p>Slide 9: Moléculas com níveis de valência expandidos</p><p>Slide 10: Expansão do octeto</p><p>Slide 11</p><p>Slide 12</p><p>Slide 13: Polaridade</p><p>Slide 14</p><p>Slide 15</p><p>Slide 16: Teoria da ligação de Valência</p><p>Slide 17: Teoria da ligação de Valência</p><p>Slide 18: Teoria da ligação de Valência</p><p>Slide 19</p><p>Slide 20: Teoria da ligação de Valência</p><p>Slide 21: Orbitais híbridos</p><p>Slide 22: Orbitais híbridos sp</p><p>Slide 23: Orbitais híbridos sp</p><p>Slide 24: Orbitais híbridos sp2</p><p>Slide 25: Orbitais híbridos sp3</p><p>Slide 26: Orbitais híbridos sp3</p><p>Slide 27</p><p>Slide 28</p><p>Slide 29: Hibridização envolvendo orbitais d</p><p>Slide 30: Hibridização envolvendo orbitais d</p><p>Slide 31: Ligações múltiplas</p><p>Slide 32: Ligações múltiplas</p><p>Slide 33: Ligações múltiplas</p><p>Slide 34</p><p>Slide 35</p><p>Slide 36: Ligações múltiplas</p>