Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
1 Resumo para P2 - Estrutura da Matéria Aula 7 Experimento de Rutherford Em uma experiência Rutherford fez partículas alfa atravessarem finas folhas de metal. De acordo com o modelo de “pudim de passas”, elas deveriam atravessar com poucas alterações, representadas por pequenos desvios. A “massa do pudim”, de carga elétrica positiva, deveria repelir as partículas alfa, também eletricamente positivas, mas essa massa estava dispersa o suficiente para não provocar grandes alterações na trajetória das partículas. Embora ao atravessar uma fina lâmina metálica a maioria das partículas alfa, como se esperava, não sofresse nenhum desvio, algumas sofriam desvios inexplicavelmente grandes, verificando-se até recuos. Como Rutherford diria mais tarde, isso era tão absurdo como alguém dar um tiro em uma folha de papel e a bala ricochetear de volta. Figura 1 – experimento de Rutherford Modelo de Rutherford Para explicar o que observou em seu experimento, ele propôs um modelo no qual o átomo deveria ter quase toda sua massa concentrada em um pequeno volume central – o núcleo – com carga positiva, em torno do qual girariam os elétrons, com carga negativa. O núcleo devia ser extremamente pequeno, por isso a maioria das partículas alfa não se desviava, mas passava pelo vazio, ou chocava-se com elétrons que praticamente não interferiam na trajetória. Este modelo ficou conhecido como modelo planetário. Figura 2 – Modelo planetário de Rutherford 2 Problemas do modelo de Rutherford De acordo com a física clássica, o modelo de Rutherford não poderia existir. Se o elétron girasse em torno do núcleo, ele estaria sob a ação de uma força centrípeta e de uma aceleração centrípeta. Segundo o eletromagnetismo clássico, partículas portadoras de carga elétrica, quando aceleradas, emitem radi ação eletromagnética e perdem energia; por isso os elétrons se moveriam em espiral até atingir o núcleo, o que tornava a ideia de Rutherford inviável. Natureza da luz Maxwell e Hertz determinaram que a luz é uma onda eletromagnética produzida pela oscilação de uma carga. Onde a onda mais simples tem um perfil de uma onda senoidal. A luz pode ter como perfil a magnitude do campo elétrico no espaço. A propagação é perpendicular a direção do campo. Figura 3 – uma onda senoidal e um exemplo da propagação perpendicular, respectivamente. A onda eletromagnética apresenta as propriedades de: Interferência - Ao encontrar uma fenda ocorrem regiões onde há interferência construtiva, ou destrutiva. Numa fenda dupla há um padrão de interferência no anteparo. Demonstrando a característica ondulatória da luz. Refração e Difração Radiação do corpo negro Um corpo aquecido emite radiação eletromagnética porque seus elétrons (carga elétrica negativa) são acelerados. Um corpo negro é aquele capaz de emitir e absorver todas as freqüências de radiação. Para estudar a radiação se aquece um corpo nefro. A radiação emitida atravessa o orifício, é dispersada por um prisma de material não absorvente e dirigida a um detector que mede a intensidade de cada freqüência. No entanto, a física clássica era incapaz de explicar essa radiação emitida pelo corpo. Conflito entre teoria e experimento Os resultados baseados na teoria clássica não podem explicar, há a chamada divergência no ultravioleta (onde comprimentos de onda muito curtos eram fortemente excitadas mesmo a temperatura ambiente) . Max Planck resolveu inverter o processo teórico, partindo dos gráficos para chegar à função. Assim passou a buscar uma justificativa teórica que a fundamentasse. Encontrou-a nos conceitos de entropia e na probabilidade de Boltzmann da termodinâmica (quanto maior a temperatura, maior será a emissão), 3 chegando a uma constante que foi o germe da física do século XX, a constante de Planck. Seu significado físico é que “a energia só pode existir na natureza em valores discretos, em quanta de ação” O Efeito-Fotoelétrico Quando iluminamos uma superfície de um metal com uma radiação de comprimento de onda suficientemente pequeno, a luz faz com que elétrons sejam emitidos pelo metal. A esse fenômeno chamamos de Efeito Fotoelétrico. Hertz em 1887 foi o primeiro a observar o fenômeno incidindo luz ultravioleta num dos dois eletrodos de metal submetidos a baixa tensão. Ele observou uma corrente entre os eletrodos ao iluminar um deles. Einstein formulou o fenômeno como a colisão inelástica de algo com energia hf , que ele chamou de fóton e as seguintes observações: 1. Nenhum elétron é ejetado, independente da intensidade da radiação, a menos que a frequência ultrapasse um valor mínimo; 2. A energia cinética dos elétrons emitidos varia linearmente com a frequência, mas é independente da sua intensidade; 3. Mesmo com fontes de luz de baixa intensidade os elétrons são ejetados imediatamente, se a frequência for superior ao limiar fotoelétrico. Baseado no efeito fotoelétrico, em 1916, Einstein ampliou o conceito de quantum de luz ao propor que o fóton possui momento linear. Dualidade onda-partícula da luz A luz apresenta propriedades de onda eletromagnética, ou propriedades de partículas de massa nula conhecidas como fótons, depende apenas do experimento em questão. Aula 8 Espectro Atômico A luz que emitida por uma substância tem um padrão de linhas de freqüências distinto e conhecido como espectro do átomos. Esse espectro é como se fosse o RG de cada elemento, o DNA, onde as linhas que aparecem são os estados estacionários. A verificação experimental sobre a existência de estados estacionários no átomo de hidrogênio é através de experimento de espectroscopia. Onde um gás de hidrogênio absorve ou emite fótons cuja energia é igual a diferença entre os níveis. Modelo atômico de Bohr Bohr estava convencido de que a introdução do quantum de ação de Planck (veremos mais adiante) resolveria as dificuldades do modelo de Rutherford. O ponto de partida foi a fórmula de Balmer que permite o calculo da posição das raias do espectro de hidrogênio. Bohr concluiu que deveriam existir estados estacionários nos quais os elétrons poderiam ter órbitas estáveis, ou seja, poderiam nelas permanecer indefinidamente sem perder energia. Segundo Bohr: 4 1. Cada elétron só pode ocupar determinada órbita de ordem ni com uma energia Eni, na qual permanece indefinidamente, sem emitir radiação; 2. Quando um elétron ganha ou perde energia, ele “salta” para outra órbita de ordem nf com energia Enf. Nessa transição ele absorve ou emite um fóton. Como a energia dos fótons só está disponível na natureza em pacotes de energia de valores determinados (E = hf), o elétron só pode se transferir para órbitas determinadas. Logo, a diferença de níveis de energia entre dois estados estacionários correspondentes a duas órbitas do elétron é dada pela expressão: Enf-Eni = hf A energia do átomo de H no modelo de Bohr é: As órbitas que o elétron pode fazer são aquelas na qual o produto da massa, velocidade e distância ao centro for múltiplo de ħ. Problemas do modelo de Bohr A teoria da estrutura atômica dos átomos na formulação de Bohr necessitava ser melhorada e estendida além do átomo de hidrogênio. A teoria dá valores compatíveis com os experimentos de espectroscopia para o átomo de hidrogênio, porém não produz valores satisfatórios para as probabilidades de transi ção de um estado para outro e não explica a distribuição da linha do espectro de hidrogênio. Aula 9 Dualidade onda-particula para o elétron De Broglie em 1924, postulou que, da mesma forma que o fóton tem comportamento de onda e de partícula, o elétron teria a mesma propriedade. Assim, o elétron é uma onda com comprimento:Davisson e Thompson incidiram elétrons com energia alta numa placa metálica e obtiveram um padrão de interferência cujo comprimento de onda do elétron era o que de Broglie tinha postulado. Isto é, o elétron é uma onda no experimento de difração o elétron é uma partícula no de colisão. 5 Onda Estacionária Uma onda estacionária é aquela em que a crista, ou a posição de maior amplitude não se move. Da mesma forma, pontos em que a amplitude é nula, conhecidos como nodos, não se movem. Podemos descrever a onda estacionária em uma corda através do deslocamento que ela faz em relação ao equilíbrio. Ainda, podemos escrever a equação do deslocamento para cada modo como sendo: O comprimento de onda de uma onda estacionária numa corda depende do comprimento da corda e do número de ventres e é dado por: Partícula confinada: 1 DIMENSÃO No confinamento unidimensional, a energia possível do estado estacionário depende do número quântico, Quando o elétron está confinado em uma caixa, devido a impossibilidade da partícula estar fora da região do poço, afirmamos que nessas posições a função de onda é nula. Havendo, portanto, ondas estacionárias. A ligação desse mundo imaginário de ondas com a nossa realidade é feita tomando o quadrado da função de onda. Esse quadrado dessa função tem o sentido físico de ser a probabilidade de detectar o elétron na posição. Podemos observar processos de transição entre modos. Há o de excitação (um fóton se r absorvido pelo elétron na caixa ir do estado estacionário n, para m onde m>n) e o de decaimento (um fóton ser emitido pelo elétron na caixa do estado estacionário m e ir para n onde n<m). Átomo de De Broglie 6 A razão pela qual os elétrons ocupam somente níveis discretos tornou-se bem compreendida ao se considerar o elétron não como uma partícula, mas, também, como uma onda. De Broglie mostrou que os valores discretos dos raios de órbitas de Bohr é uma conseqüência natural de ondas eletrônicas estacionárias. Aula 10 Átomo de Hidrogênio O próton cria uma armadilha para o elétron, mantendo-o confinado. Qualquer tipo de confinamento faz surgir estados estacionários. Mas, de modo geral, as condições de contornos para existência de um estado estacionário são impostas por um potencial. Um confinamento natural do elétron é o sistema composto de 1 próton e 1 elétron. Nesse sistema o próton produz um confinamento natural para o elétron. Por ser 3D, deveríamos ter 3 números quânticos associado aos estados estacionários, porém a simetria radial do potencial torna difícil identificar os ventres da onda estacionária analisando as direções separadamente. Partindo da simetria radial do confinamento é importante associar esses números com propriedades clássicas que esse elétron tem enquanto partícula orbitando em torno do próton. Escolhemos (n,l,m). A maneira mais comum de rotular os estados é de representar o número do orbital de momento por letras, assim para os valores 0,1,2,... temos as letras s,p,d,f,g,... um orbital com l=1 é chamado de p, d é um orbital com l=2. O valor do número quântico principal é escrito antes da letra: assim o orbital 3d significa um orbital com n=3 e l=2. A energia e o estado estacionário correspondente são dados pela equação de Schroedinger. Para o sistema descrito temos: A Equação de Schroedinger Em 1927, o físico Schroedinger depois de um tratamento matemático-estatistico, demonstrou a idéia de que o orbital é a região de maior probabilidade de encontrar o elétron (orbital ≠ órbita). Assim para o átomo de hidrogênio 7 Para o estado fundamental (o de menor energia), também chamado de orbital 1s: Ao considerar o quadrado da função de onda do estado fundamental de H como a probabilidade de encontrar o elétron na posição R, podemos determinar um raio médio onde em média o elétron encontra-se distante do proton. Essa distância é o raio de Bohr. 1º est. excitado Para o 1º estado excitado, conhecido como orbital 2s(l=0) e 2p(l=1): Podemos visualizar a distribuição dos estados estacionários dos orbitais s e p: Ionização A ionização do átomo ocorre quando a energia do fóton for maior que o módulo da energia do estado estacionário. Ficando o hidrogênio com carga positiva. 8 Atomos Multieletronicos Conhecido o átomo de hidrogênio poderíamos fazer a mesma análise para outros átomos que possuam mais de um elétron. Porém esbarramos em algumas coisas, os e létrons interagem entre si e não é possível ter dois ou mais elétrons num mesmo estado estacionários. Aula 11 Atomo Neutro O átomo é constituído de um núcleo positivo com Z próton que definem o confinamento dos elétrons. Z é conhecido como número atômico e define os diferentes elementos químicos. Um átomo neutro consiste de um sistema onde o núcleo com número atômico Z confina o mesmo número de elétrons. Diferentemente do átomo de hidrogênio, o problema é que temos o número de elétron diferente de 1, podendo um elétron interagir com o outro. Seja como for, descrito dessa forma, o estado fundamental é todos os elétrons no estado fundamental, porém experimentos mostram o contrário. O experimento de Frank e Hertz Um átomo neutro consiste de um sistema onde o núcleo com número atômico Z confina o mesmo número de elétrons. Diferentemente do átomo de hidrogênio, o problema é que temos o número de elétron diferente de 1, podendo um elétron interagir com o outro. Seja como for, descrito dessa forma, o estado fundamental é todos os elétrons no estado fundamental, porém experimentos mostram o contrário. Ao carregar positivamente a grade, os elétrons que saem do filamento adquirem energia para atravessar a grade e podem atingir a placa carregada negativamente desde que sua energia seja suficientemente grande para vencer a repulsão da placa. Um modo de medir essa energia é determinar em qual tensão a corrente de elétron que passa pela placa cessa. Antes de atingir a grade, o elétron acelerado pode atingir os átomos que compõe o gás na ampola. Nessa colisão, o elétron pode ter energia suficiente para mudar o elétron ligado dentro do átomo para outro estado estacionário. A energia do elétron incidente pode ser tão grande que faça a ionização dos átomos contido no gás. Verifica- se, para determinado número atômico, uma periodicidade na qual os elementos nobre (He(2),Ne(10),Ar(18), Kr(32),Xe(54)) é mais difícil de ionizar. E os metais alcalinos os mais fáceis. Isto é, quanto maior o átomo maior será para remover um elétron, isto é quanto maior o átomo menor a energia de ionização necessária para retirar um elétron da camada de Valencia 9 • Na Família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima • No Período: a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita Principio de Exclusão Como conclusão do experimento, podemos ver que os elétrons confinados ocupam estados estacionários diferentes. O estado fundamental do átomo neutro de número atômico Z consiste de um empilhamento dos Z elétron dos estados estacionários de mais baixa energia. Dessa forma, o átomo neutro de menor energia tem seus elétrons confinados distribuídos em camadas (denotadas pelo número principal n) e subcamadas (denotadas por s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3)) Regra para configurar o átomo - O ordenamento para o preenchimento de camada para o estado fundamental do átomo de muitos elétrons é dado seguindo a regra mnemônica conhecida como princípio de Aufbau. Spin do elétron - Uma propriedade importante do elétron é seu momento magnético intrínseco. Este momento magnético pode ter valores positivo ou negativo e denotamos pela letra s, podendo ser s=1/2 ou s=-1/2. Estrutura do átomo neutro Átomo de Hélio, He,tem Z=2 Átomo de Boro, Z=5 Átomo de Lítio, Li, tem Z=3, Átomo de Berílio, tem Z=4, Átomo de carbono, Z=6 10 Para os elementos com 20<Z<30 temos a seguinte distribuição Aula 12 Tabela Periódica atual A tabela periódica atual é dividida em 07 períodos (linhas horizontais), que corresponde ao numero de períodos ocupados pelos elétrons. Já quanto as famílias, há 18 famílias, indicadas pelos elementos nas linhas verticais. Em geral, as famílias apresentam propriedades químicas semelhantes, pois possuem a mesma quantidade de elétrons na ultima camada. Os blocos da tabela periódica refletem a identidade dos últimos orbitais que são ocupados no processo de preenchimento. O número do período é o número quântico principal da camada de valência. O número do grupo está relacionado ao número dos elétrons de valência. Configuração eletrônica Quando o subnível s ou o p são os mais energéticos, dizemos que se trata de um elemento representativo; Quando o subnivel mais energético de dado elemento é o d, dizemos que este é um elemento de transição. Quando o subnivel mais energético de dado elemento é o f, dizemos que este é um elemento de transição interna (radioativos). Raio atômico É caracterizado principalmente pelo numero de camadas eletrônicas e a carga nuclear • Na Família: o raio atômico cresce de cima para baixo. Porque a medida que o numero atômico aumenta, o numero de camadas também aumenta, o que leva a um aumento do tamanho do átomo • No Período: o raio atômico cresce da direita para a esquerda, porque apesar de terem o mesmo numero de camadas, o numero atômico aumenta, o que faz com a atração do núcleo sobre os elétrons periféricos aumente e o tamanho dos átomos seja menor. 11 Efeito Blindagem – os elétrons colocados entre o núcleo e a camada de valência, protegem o núcleo. Este efeito, reduz a carga nuclear efetiva percebida pelo elétron da camada de valência. Carga nuclear Efetiva – é a carga que efetivamente um elétron percebe, levando em consideração a blindagem que os elétrons mais interiores fazem ao redor do núcleo Energia de Ionização E a energia necessária para retirarmos um elétron de um átomo isolado do estado gasoso, formando um íons positivo, ou negativo (lembrando que na natureza não se encontra átomos isolados, sempre são encontrados na forma de íons) Quanto maior o átomo maior será para remover um elétron, isto é quanto maior o átomo menor a energia de ionização necessária para retirar um elétron da camada de Valencia Na Família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima No Período: a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita Afinidade eletrônica É a energia liberada quando um átomo isolado recebe um elétron. Perceba que ocorre liberação de energia sempre que o anion for mais estável que o átomo neutro Cl(g) + 1e - Cl - (g) + 83,3 Kcal/mol Quanto maior a Eletroafinidade Maior a capacidade do átomo receber elétron Quanto menor o átomo, maior será sua capacidade de receber elétrons e maior sua eletroafinidade. Na Família: a eletroafinidade aumenta de baixo para cima. No Período: a eletroafinidade aumenta da esquerda para a direita A medida que os elétrons entram no átomo, a atração do núcleo sobre os elétrons diminui, assim, o anion é sempre maior que o átomo neutro correspondente. Aula 13 Ligação iônica Os átomos se associam a fim de obterem oito elétrons na camada de Valencia. Esta associação se dá por uma atração eletrostática, chamada de ligação iônica de caráter elétrico. Onde um íon perde elétron (Cátion) e o outro ganha (anion). (cátionx+)y(ânion y-)x No entanto, esta ligação é definitiva, formando muitas vezes agrupamentos geométricos, conhecidos como reticulo cristalino, sólidos com alta temperatura de fusão., podendo conduzir eletricidade quando fundidos. 12 Os metais de transição também formam íons, mas não conseguem completar oito elétrons na camada de Valencia. O mesmo acontece com os elementos da família IVA. Já os ametais e o hidrogênio, na presença de metais, não obedecem a regra do octeto. Dessa forma, chamamos de ligação iônica aquela que pode ser tratada como a interação de duas cargas oposta sem o recurso da equação de Schrodinger. Numero de oxidação - O número de oxidação de um elemento na ligação iônica corresponde a sua carga. No caso do cloreto de sódio o sódio tem nox=+1 e o cloro tem nox=-1. Propriedades dos sólidos iônicos Os íons empilham-se e, estruturas cristalinas regulares. Os sólidos iônicos têm, tipicamente, altos pontos de fusão e de ebulição e são quebradiços. Configuração eletrônica dos íons A configuração eletrônica para um cátion se dá por remover os elétrons mais externos pela ordem: np, ns e (n-1)d. A configuração eletrônica para um ânion se dá por adicionar elétrons até atingir a configuração de gás nobre mais próximo. Estrutura de Lewis Elétrons de valência são aqueles que ocupam a camada mais externa e são os elétrons responsáveis pelas interações e ligações químicas. Elétron como um ponto (Símbolo de Lewis). Representa um elétron de valência e consiste do símbolo químico mais um ponto para cada elétron de valência. Aula 14 Ligação Covalente A ligação covalente é um tipo de ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. 13 A regra do octeto: Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de moléculas propondo a regra do octeto: cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para atingir um total de oito elétrons de valência. (A) Ressonância Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis. Híbrido de ressonância: é a mistura de duas ou mais estruturas de Lewis. A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da molécula e modela o caráter de ligação, distribuindo-a sobre toda a molécula. As estruturas de Lewis com energias similares fornecem uma maior estabilização por ressonância. Evidências experimentais: Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno, C6H6, não explica todas as evidências experimentais: -Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de compostos com ligações duplas. -Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-carbono têm o mesmo comprimento. -Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos adjacentes. (B) Carga formal É a carga que um átomo teria se os pares de elétrons fossem compartilhados igualmente. As estruturas de Lewis com baixas cargas formais geralmente têm a menor energia. f = V – L – ½ P onde: V = no. de elétrons de valência do átomo livre; L = no. de elétrons presentes nos pares isolados; P = no. de elétrons compartilhados. Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com: (1) a menor carga formal nos átomos; e (2) a estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma carga formal negativa e ao elemento menos eletronegativo é atribuída uma carga formal positiva. 14 (C) Número de oxidação A carga formal é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter covalente de uma ligação. O número de oxidação é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter iônico de uma ligação. Ele pode ser considerado como a carga que um átomo teria se o átomo mais eletronegativo em uma ligação ficasse com os dois elétrons da ligação. Embora a carga formal de C em CO2 seja zero, seu número de oxidação é +4, porque todos os elétrons dasligações são atribuídos aos átomos de oxigênio. (D) Radicais As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são chamados de radicais. Eles são, em geral, muito reativos. (E) Hipervalência Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de elétrons ao redor de um átomo, são denominados hipervalentes. Ionica X Covalente A ligação iônica descreve bem as ligações dos não metais com os metais e as ligações covalentes descreve as ligações entre não-metais. O que pesa sobre o caráter iônico ou covalente de uma ligação é a energia de ligação. Para caracterizar essa energia definiu a eletronegatividade para cada elemento. O caráter de uma ligação pode ser dado pela diferença de eletronegatividade entre os elementos presentes na ligação. Dado a ligação XM, caso: Modelo RPECV ou VSEPR O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (modelo RPECV ou VSEPR) amplia a teoria da ligação química de Lewis para explicar as formas das moléculas, adicionando regras que explicam os ângulos de ligação. Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, para reduzir ao máximo essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do átomo central. Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons na posição “mais distante” (ligações e pares isolados do átomo central), que é chamado de arranjo dos elétrons na molécula, determinamos a posição dos átomos e identificamos a forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo comas formas. Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas. Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são tratados independentemente. 15 Todos os pares de elétrons, ligantes ou não, são incluídos na descrição do arranjo de elétrons. Todavia, somente as posições dos átomos são consideradas quando descrevemos a forma de uma molécula. Predição da forma de uma molécula com pares isolados. Etapa 1. Desenhe a estrutura de Lewis; Etapa 2. Conte as ligações e pares isolados do átomo central; Etapa 3. Determine o arranjo de elétrons; Etapa 4. Identifique a forma considerando apenas os átomos. Moléculas polares e Apolares A capacidade que as ligações possuem de atrair cargas elétricas se define como Polaridade, esta assume caráter diferente dependendo da ligação onde se faz presente. As ligações mais frequentes envolvendo compostos orgânicos acontecem entre átomos de carbono ou entre átomos de carbono e hidrogênio: C ─ C e C ─ H (hidrocarbonetos). Classificamos este tipo de ligação como covalente, ela está presente em todas as ligações dos compostos orgânicos formados somente por carbono e hidrogênio. Quando na molécula de um composto orgânico houver outro elemento químico além de carbono e hidrogênio, suas moléculas passarão a apresentar certa polaridade. Chamamos este elemento de heteroátomo e pode ser: nitrogênio (N), oxigênio (O), entre outros. Metano (CH4) Etano (C2H6) Repare que em ambas as estruturas não há presença de heteroátomos, neste caso as moléculas se classificam como apolares. 16 A presença do Oxigênio como heteroátomo faz as moléculas apresentarem polaridade. A primeira molécula se trata do composto Etanol (CH3CH2OH), a presença da hidroxila – OH dá a este composto o caráter polar, mesmo que em sua estrutura contenha uma parte apolar Aula 16 17 TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA Ligações múltiplas De acordo com a Teoria da Ligação de Valência, podemos descrever as ligações múltiplas da seguinte forma: 18 Uma ligação simples é uma ligação s. Uma ligação dupla é uma ligação s mais uma ligação p. Uma ligação tripla é uma ligação s mais duas ligações p. A força da ligação depende do grau de superposição dos orbitais atômicos Hibridização dos orbitais Os orbitais híbridos de um átomo são construídos para reproduzir o arranjo de elétrons característico da forma da molécula determinada experimentalmente. Ligações dos hidrocarbonetos Carbono os átomos podem se ligar para formar cadeias e anéis de diferentes tamanhos. Já descrevemos o metano e o etano. O mesmo padrão de ligações s ocorre em todos os alcanos. Nestes compostos, os ângulos de ligação são muito próximos do ângulo do tetraedro, 109,5o, que corresponde à hibridação sp3. Caracteristicas da ligação Dupla - Uma ligação dupla é mais forte do que uma ligação simples; - Uma ligação dupla é mais fraca do que a soma de duas ligações simples; - Uma ligação dupla influencia na forma da molécula, já que impede a rotação da molécula. 19 Aula 16 Teoria dos orbitais moleculares • Alguns aspectos da ligação não são explicados pelas estruturas de Lewis, pela teoria VSEPR e pela hibridização. (Por exemplo, por que o O2 interage com um campo magnético?; por que algumas moléculas são coloridas?) • Para estas moléculas, usamos a teoria do orbital molecular (TOM). • Do mesmo modo que nos átomos, os elétrons são encontrados em orbitais atômicos, nas moléculas, os elétrons são encontrados nos orbitais moleculares. Orbitais Moleculares • Se espalham por toda a molécula • Os elétrons de valência estão delocalizados sobre toda a molécula, não pertencem a uma ligação específica • Resultam da combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – linear combination of atomic orbitals); Os Orbitais Moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos: quando os orbitais atômicos interferem construtivamente, formam-se orbitais ligantes, e quando interferem destrutivamente, formam orbitais anti-ligantes. N orbitais atômicos combinam-se para formar N orbitais moleculares. Configuração eletrônica 20 1. Os elétrons são acomodados inicialmente no orbital molecular de mais baixa energia e, depois, sucessivamente, nos níveis de energia mais alta. 2. De acordo com o Principio de exclusão de Pauli, cada orbital molecular pode acomodar ate dois elétrons (emparelhados). 3. Se mais de um orbital molecular da mesma energia estiver disponível, os elétrons os ocupam um a um, adotando spins paralelos (Regra de Hund). Assim, dois orbitais atômicos 1s se combinam para formar dois orbitais moleculares, um orbital ligante s1s e um orbital anti-ligante s1s* Ordem de Ligação Teoria de Lewis: numero de pares de elétrons de ligação unindo um par de átomos. Ordem de ligação = ½ (número de elétrons em OMs ligantes – número de elétrons em OMs anti-ligantes) São possíveis ordens de ligação fracionárias. Assim, definimos: • Ordem de ligação = 1 para uma ligação simples. • Ordem de ligação = 2 para uma ligação dupla. • Ordem de ligação = 3 para uma ligação tripla. • São possíveis ordens de ligação fracionárias. Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos 2p Existem duas formas nas quais dois orbitais p se superpõem: • frontalmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica no eixo entre os núcleos (por ex., o orbital do tipo s); 21 • lateralmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica acima e abaixo do eixo entre os nucleos (por ex., o orbital do tipo p). Os seis orbitais p (dois conjuntos de 3) devem originar seis OMs: " s, s*, p, p*, p e p* • Conseqüentemente, há um máximo de 2 ligações p que podem vir de orbitais p. As energias relativas desses seis orbitais podem mudar. Configurações eletrônicas para B2 até Ne2 • Os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p, logo, os orbitais s2s têm menos energia do que os orbitais s2p. • Há uma superposição maior entre orbitais 2pz (eles apontam diretamente na direção um,do outro) daí o OM s2p tem menos energia do que os orbitais p2p. • Há uma superposição maior entre orbitais 2pz , logo, o OM s* 2p tem maior energia do que os orbitais p* 2p. • Os orbitais p2p e p* 2p são duplamente degenerados. Dois tipos de comportamento magnético: Paramagnetismo (elétrons desemparelhados na molécula): forte atração entre o campo magnético e a molécula; Diamagnetismo (sem elétrons desemparelhados na molécula): fraca repulsão entre o campo magnético e a molécula. Configurações eletrônicas e propriedades moleculares • Experimentalmente, o O2 é paramagnético. • A estrutura de Lewis para o O2 não mostra elétrons desemparelhados. • O diagrama de OM para o O2 mostra dois elétrons desemparelhados no orbital p* 2p. • Experimentalmente, o O2 tem ums curta distância de ligação (1,21 Å) e a alta energia de entalpia (495 kJ/mol). Isto sugere uma ligação dupla. • O diagrama de OM para o O2 prevê tanto o paramagnetismo como a ligação dupla (ordem de ligação = 2). 22 Aula 17 Forças intermoleculares
Compartilhar