Buscar

Ligações químicas, Geometria molecular (RPEV, TLV e TOM)

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 3, do total de 77 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 6, do total de 77 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 9, do total de 77 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Prévia do material em texto

Química Geral I
Universidade Federal do Rio de Janeiro
Campus Xerém
Professor: Bruno Tenório
bruno.nunes@xerem.ufrj.br
• Três formas de ligações químicas são 
as ligações iônicas e ligações 
covalentes e ligações metálicas. 
• As configurações eletrônicas dos 
átomos envolvidos na ligação química 
controlam o tipo de ligação a ser 
formada ~como veremos a seguir~.
• Átomos envolvidos em reações químicas 
geralmente ganham/perdem ou 
compartilham elétrons para atingir a 
configuração do gás nobre mais 
próximos deles na tabela periódica.
• Os gases nobres tem distribuições 
eletrônicas que conferem a eles uma 
grande estabilidade (e baixa reatividade).
• Por essa razão, os átomos tendem a 
formar ligações químicas para ficar com 
a configuração eletrônica de um gás 
nobre (e adquirir tal estabilidade).
• A ligação iônica envolve transferência 
de elétros para formar os íons de 
cargas opostas.
• Os íons de cargas opostas formam 
uma força de atração eletrostática que 
mantém os átomos unidos na ligação.
• Compostos iônicos comuns são 
formados por um elemento metálico de 
baixa energia de ionização (e baixa 
AE) e um não-metal com alta afinidade 
eletrônica (e baixa EI).
Na + 1/2 Cl2 NaCl
• Utilizando os símbolos de Lewis na 
ligação iônica de NaCl.
• A formação de uma estrutura cristalina 
mantida coesa pelas forças de 
atração eletrostáticas dos íons, é um 
processo que libera energia (libera 
energia = exortérmico) e portanto 
favorece a formação do composto 
iônico.
• A energia de rede é um conceito útil 
porque ela está relacionada com a 
estabilidade de um sólido iônico. 
Quanto mais negativa a energia de 
rede, mais estável o composto iônico.
• O cíclo de Born-Harber é um ciclo 
termoquímico que contabiliza a 
conservação da energia no processo 
de formação do sólido iônico a partir 
dos elementos puros.
Ex: NaCl
 Sabemos que a energia de formação do NaCl(s) na reação
Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) 
 é de: ΔHf (NaCl(s))= -411 kJ/mol.
• Etapa1: Na(s) -> Na(g). ΔHf (Na(g)) = +108 kJ/mol 
• Etapa2: 1/2 Cl2(g) -> Cl(g) . ΔHf (Cl(g))= +122 kJ/mol
• Etapa3: Na(g) -> Na+(g). EI(Na)= +496 kJ/mol
• Etapa4: Cl(g) -> Cl-(g) . AE(Cl) = -349 kJ/mol
• Etapa5: Energia de rede. ΔHrede (NaCl(s)) ??
ΔHf (NaCl(s)) = ΔHf (Na(g)) + ΔHf (Cl(g)) + EI(Na) + AE(Cl) + ΔHrede (NaCl(s))
Coclusão: A energia de rede tem que ser muito exotérmica (negativa) 
para compensar as etapas endotérmicas (positivas) do ciclo.
• Fatores que favorecem a formação do 
sólido iônico: 
– Baixa EI do elemento metálico, 
– Alta AE do elemento não-metálico, 
– Energia de rede muito negativa.
• Exercícios:
• Escreva as estruturas de Lewis e a 
fórmula química do composto iônico 
formado por:
1. Ca e Cl
2. Li e O
3. Al e O
4. F e Ca
5. Li e F
6. Zn e S
• As ligações covalentes coordenadas 
(também conhecidas como dadivas) 
acontece quando o par de elétrons 
compartilhado vem de apenas um átomo.
– Ex: NH4+ 
• O nitrogênio é covalentemente ligado a 4 
átomos de H.
• Uma vez formada, essa ligação não difere 
em nada das outras ligações.
• Exercícios:
• Escreva as estruturas de Lewis 
para: NF3, CH4, NH3, BF3, C2H4, H2CO e H2SO4
• Escreva as estruturas de Lewis 
para os compostos aniônicos: 
CO3-2, HSO4-, SO4-2 e OH- 
• Em compostos puramente iônicos como 
NaCl, por outro lado, essencialmente 
não existe compartilhamento de elétrons. 
O NaCl é descrito pelo modelo iônico 
onde são formados os íons Na+ e Cl- 
(~isso é o oposto de compartilhamento 
de elétrons, é transferência~).
Utilizaremos a escala de eletronegatividade de Pauiling.
• Átomos pequenos tendem a atrair mais para si os elétrons numa ligação, por isso 
podemos ver que elementos pequenos como O e F tem grandes valores de 
eletronegatividade.
• Utilizaremos a diferênça de 
eletronegatividade (Δχ) entre dois 
átomos para medir a polaridade da 
ligação. 
Quando a diferença de eletronegatividade é 
acima de 2,0 a ligação é totalmente iônica.
• Quanto mais polar, maior o caráter 
iônico da ligação.
• Exemplo:
Qual composto tem maior caráter 
iônico: H2O, CH4 ou CO ?
Qual composto tem maior caráter 
iônico: HF, HCl, HBr ou HI ?
F2 HF LiF
4,0 - 4,0 =0 4,0 - 2,1=1,9 4,0-1,0=3
covalente apolar covalente polar iônica
• Quando mais de uma estrutura de 
Lewis descreve adequadamente o 
composto.
• Ex: Quantas estruturas de Lewis 
podemos escrever para CO3-2 ? O que se espera dos comprimentos 
de ligação C-O?
Se espera o mesmo comprimento nas 3 ligações
• Quanto mais desigual for a distribuição dos elétrons partilhados, mais polar é 
a ligação e menor é o grau de partilha
• Ex:
Cl2(g) 2Cl(g) ; ΔH = E(Cl-Cl) = 242kJ/mol
Isso significa que é preciso 242kJ de 
energia para quebrar um mol de ligações 
entre Cl-Cl.
• Quanto maior o ΔH de ligação, mais 
forte é a ligação pois mais energia é 
necessária para quebrá-la.
• Um exemplo de ligação mais forte que 
Cl-Cl é a ligação C-H com entalpia de 
ligação de 413 kJ/mol.
C-C C=C C≡C
1,54 Å 1,34 Å 1,20 Å
348 kJ/mol 614 kJ/mol 839 kJ/mol
• Quanto mais desigual for a distribuição dos elétrons partilhados, mais polar é 
a ligação e menor é o grau de partilha
Aula 08/05/2017
• A carga formal nos diz o número de elétrons de 
valência que um átomo "possui" em uma 
molécula. Ele "possui" todos seus pares de 
elétrons isolados e metade de cada par 
compartilhado. A diferença entre esse número 
e o número de elétrons de valência é a carga 
formal.
• Ex: CO2
• Escreva as estruturas de Lewis e as 
cargas formais em cada átomo nas 
moléculas:
• SCN- ; COCl2 ; SO2
Expansão da camada de valência
Também é comum que o enxofre 
sofra expansão do octeto.
RPEV= Modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
TLV = Teoria de ligação de valência
TOM = Teoria de orbitais moleculares
• As estruturas de Lewis são representações 
extremamente úteis das ligações entre os 
átomos. No entanto, as estruturas de Lewis nos 
dão informações apenas sobre a conectividade 
nos átomos, mas não da geometria da molécula.
• O modelo da repulsão dos pares de elétrons 
de valência (RPEV) complementa o modelo de 
Lewis fornecendo a geometria molecular.
• A idéia central na RPEV é que as regiões de alta 
concentração de elétrons se repelem de forma a 
ficar o mais distante possível. A forma da 
molécula é identificada pela posição de seus 
átomos.
• Em outras palavras, a RPEV é uma forma de 
distribuição espacial dos átomos terminais em 
torno do átomo central, de acordo com a 
repulsão eletrônica entre as ligações.
• Exemplo: Proponha as geometrias de: 
CO3-2 e CO2
Geometrias moleculares
• Exemplos: Prediga a fórmula RPEV 
e a geometria de:
NH3, NF3, CH4, XeF4 e ClO2-
Moléculas polares
• É importante fazer a distinção entre ligação 
polar e molécula polar. Vimos que uma ligação 
polar é aquela formada por dois átomos 
diferentes. Uma molécula polar é aquela que 
tem momento de dipolo (μ) diferente de zero.
• O momento de dipolo (μ) é um vetor. Para 
saber se a molécula é polar, fazemos a soma 
vetoral dos dipolos de cada ligação.
• Como exemplo, vejamos o CO2. Temos que Δχ = 0.9 para a ligação C-O, no entanto, a 
geometria do CO2 prevista pelo RPEV é C=O=C, linear. Isso faz com que os momentos 
de dipolo apontem para direções opostas e se 
cancelem. Potanto CO2 é apolar.
• Outro exemplo é o CCl4 onde a soma vetorial dos momentos de dipolo faz com 
que o metano seja apolar.
 o mesmo de CCl4 vale para o CH4
Moléculas polares
• A água é uma molécula polar pois os dois 
momentos de dipolo formam uma ligação 
de 104,5º entre si e nãose cancelam.
• Resumidamente, a forma da molécula 
determina sua polaridade.
• Ex1: Explique por quê o CCl4 é apolar enquanto CHCl3 é polar.
• Ex2: O NH3 é polar ou apolar?
Teoria da ligação de Valência - TLV
• A teoria de Lewis junto com o modelo de 
RPEV explorados até aqui são extremamente 
úteis, porém, demasiadamente simplificados.
• A TLV é uma teoria mais "sofisticada" que a 
teoria de Lewis e leva em consideração os 
orbtais atômicos para descrever a ligação.
• Podemos começar a entender a TLV pelo 
exemplo mais simples: a molécula de H2.
• A molécula de H2 se forma da aproximação de dois átomos de H (1s1). Os dois elétrons nos 
orbitais 1s1 se combinam (emparelhando-se) 
para formar um orbital molecular do tipo σ 
(que tem formato de salsicha).
 H:1s1 + H:1s1 H2: σ
Teoria da ligação de Valência - TLV
• Como seria a TLV para a molécula de HF ?
• Para a camada de valência do F: 2s2 2p5 
• Para o H: 1s1
• Na TLV o elétron no orbtal 1s1 do H se 
combina (emparelhando-se) com o elétron no 
orbital p semi-preenchido do F e forma uma 
ligação do tipo σ.
• O elétron no orbtal 1s1 do H não interage com 
os elétrons dos orbitais p cheios do F. 
• Portanto, a TLV justifica a estrutura de Lewis 
(linear) para o HF. 
Teoria da ligação de Valência - TLV
• Como seria a descrição na TLV para o H2O?
• Para a camada de valência do O temos a 
distribuição:
• Isso nos sugere que os dois elétrons do H 
(1s1 cada) se combinariam com os dois 
elétrons p desemparelhados do O. Como 
resultado, o H2O seria 
• visto que os orbitais p formam um ângulo de 
90º entre si, a TLV sugeriria que a molécula de 
água tem um ângulo de 90º. 
• Mas sabemos, pela RPEV, que a geometria 
linear tem ângulo de 104,5º.
Teoria da ligação de Valência - TLV
• Hibridização: (híbrido = mistura)
• Lembramos que os orbitais são funções de onda 
dos elétrons. Funções de onda podem se sobrepor 
(interferência) para formar outras funções de onda.
• Na hibridização dos orbitais atômicos do O no H2O, os 3 orbitais atômicos p e 1 orbital s do oxigênio se 
sobrepõem para formar 4 orbitais híbridos, 
chamados de orbitais sp3.
H2O - TLV
A hibridização sp3 dos orbitais atômicos do O explica 
a geoemtria angular da água com 104,5º 
Teoria da ligação de Valência - TLV
• Exercício:
Explique a geometria molecular do 
CH4 na TLV.
Exercício: 
• Explique a geometria molecular do H2CO na TLV.
Ligações σ e π
Ligação σ no H2
 Ligação σ no 
• Na molécula de HF a ligação σ é 
formada pela superposição 
frontal entre um orbital s (do H) e 
um orbital pz (do F).
• A ligação é do tipo σ pois 
é frontal "s com p"
 Ligações σ e π no 
• A estrutura de Lewis do N2 indica a existencia de três ligações.
• Existem elétrons desemparelhados 
em cada um dos 3 orbitais p
• A primeira ligação a ser formada é a 
ligação σ da sobreposição frontal dos 
orbitais "pz com pz"
 Ligações σ e π no 
A primeira ligação a ser formada é a 
ligação σ da sobreposição frontal dos 
orbitais "pz com pz"
• A próxima ligação será do tipo π. É 
formada pela superposição lateral dos 
orbitais "px com px"
* Uma terceira ligação π 
vai se formar de uma 
forma identica, 
envolvendo os orbitais py
 Ligações σ e π no 
Orbitais Híbridos: H2O
 Orbitais Híbridos: C2H4
Lembre-se que uma 
ligação π só pode se 
formar com orbitais 
"p" não hibridizados.
Orbitais Híbridos: C2H4
Lembre-se que uma 
ligação π só pode se 
formar com orbitais "p" 
não hibridizados.
• Ligações π e a visão
• Exercícios:
1. Sugira uma estrutura com orbitais 
híbridos para o NH3
2. Sugira uma estrutura com orbitais 
híbridos para o BF3
3. Sugira uma estrutura com orbitais 
híbridos para o C2H2
4. Sugira uma estrutura com orbitais 
híbridos para o SF4
5. Sugira uma estrutura com orbitais 
híbridos para o PCl5
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM
Os elétrons nos orbitais 2s e 
2py permanecem isolados emparelhados na TLV assim 
como em Lewis.
não explica!
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM
• Da observação experimental fica evidente 
que o O2 deve ter elétrons desemparelhados.
• Compostos com elétrons desemparelhados 
são chamados de paramagnéticos.
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM
• Enquanto nas teorias de Lewis e TLV os 
elétrons estão localizados em átomos ou em 
ligações σ ou π, na TOM todos os elétrons 
estão deslocalizados sobre toda a molécula.
• Na TOM os elétrons ocupam orbitais 
deslocalizados chamados de orbitais 
moleculares.
• Sabemos que os orbitais moleculares são 
funções de onda, ou seja, tem propriedades de 
onda.
• A interferência uma propriedade das ondas 
(p.ex. ondas na água). A interferência pode ser 
construtiva ou destrutiva.
• Assim como as ondas na água, duas funções 
de onda (os orbitais) localizadas em átomos 
diferentes interferem-se formando um padrão 
construtivo e um padrão destrutivo.
• O padrão de onda construtivo é chamado de 
orbital molecular ligante. O padrão de onda 
destrutivo é chamado de orbital molecular 
anti-ligante.
a figura mostra o padrão de 
interferências na água. 
TOM - Exemplo H2
• A molécula de H2 é formada pela superposição dos orbitais 1s1
• Da interferência construtiva dos 
orbitais atômicos forma-se um orbital 
molecular ligante. Esse orbital 
molecular é identico ao que vimos 
como orbital σ.
ψ = ψa + ψb
• Da interferência destrutiva dos orbitais 
atômicos forma-se um orbital 
molecular anti-ligante (com um plano 
nodal no meio).
ψ = ψa - ψb
• Cada orbital molecular comporta até 2 elétrons.
TOM - Exemplo H2
• Como a densidade eletrônica está mais 
distribuída entre os núcleos atômicos no orbital 
ligante, sua energia é muito menor que a 
energia do orbital anti-ligante.
• O orbital anti-ligante separa os elétrons por 
conta do plano nodal. Isso é o inverso de uma 
ligação. Por isso recebe esse nome, anti-
ligante. O orbital anti-ligante tem energia 
sempre maior.
• A molécula de H2 tem 2 elétrons. Esses 2 elétrons vão ocupar o orbital molecular ligante 
(de menor energia).
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM
Interferência (pz- pz) = σ,σ*
Interferência (px- px) = π,π* Interferência (py- py) = π,π*
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM
• Na TOM calculamos a ordem de 
ligação através da equação:
 OL = 0.5*(N - N*)
onde N= número de elétrons ligantes
N* = número de elétrons anti-ligantes
• Para O2 a OL = 0.5*(8 - 4)=2
• Quanto ao paramagnetismo, a 
previsão da TOM para o O2 está correta.
O2 : σ2s2, σ2s*2 , σ2p2, π2p4, π2p*2
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM
• Na TOM calculamos a ordem de 
ligação através da equação:
 OL = 0.5*(N - N*)
onde N= número de elétrons ligantes
N* = número de elétrons anti-ligantes
• Para F2 a OL = 0.5*(8 - 6) = 1
• O F2 é um elemento diamagnétio, a previsão da TOM para o F2 está correta.
F2 : σ2s2, σ2s*2 , σ2p2, π2p4, π2p*4
Evolução da energia das orbitais 2s e 2p ao longo do 2° Período
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM
Li, Be, B, N, C O, F e Ne
Evolução da energia das orbitais moleculares σ 2s/2p e π 2pem Moléculas Homonucleares com átomos do 2° Período
TOM
• Exercícios:
1. Qual seria a ordem de ligação para 
He2 e Ne2 ? Você esperaria que as moléculas formada por esses 
elementos existisse?
2. Faça o diagrama de OM e obtenha a 
OL para N2, N2+ e N2- . Para qual dessas espécies você espera ligações 
químicas mais fracas?
TOM para moléculas diatômicas heteronucleares
• A ligação em uma molécula diatômica 
heteronuclear - formada por átomos diferentes - é 
polar e os elétrons são compartilhadosdesigualmente pelos dois átomos.
• O orbital atômico do átomo mais eletronegativo 
contribui mais para a composição do orbital 
molecular ligante (c a≠ c b).
ψ = ca.ψa + c b.ψb
• Como o Flúor é mais eletronegativo que H. No HF, 
o orbital F2pz contribui mais para a ligação σ do que o orbital H1s. Dessa forma, o par de elétrons 
deve ficar mais próximo do Flúor.

Outros materiais