Aula sobre estruturas de Lewis TRPECV TLV

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	Química Inorgânica I
Estruturas de Lewis, Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (TRPECV) e Toria da ligação de valência (TLV)
Curso técnico em Química
Prof. Leonardo Viana
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Ligação Covalente
Ligação iônica → modelo eletrostático
Ligação covalente → regras empíricas (teoria de Lewis) e teorias mais sofisticadas
 “ Se soubéssemos ou pudéssemos provar o que é uma ligação química, não teríamos necessidade de teorias.” (J. D. Lee)
 Teoria de Lewis (1916)
Ideias fundamentais:
  Descrição da ligação em moléculas. O que é molécula?
  Ligação covalente → compartilhamento de par de elétrons, fato ligado ao princípio da exclusão de Pauli;
  Regra do octeto: átomos compartilham elétrons com seus vizinhos para alcançar 8 elétrons de valência.
Estruturas de Lewis:
 Ex.: Escrever as estruturas de Lewis para as espécies abaixo (Dica: em geral, o elemento central é o elemento menos eletronegativo; o hidrogênio na maioria das vezes fica no extremo das estruturas; o elemento central é o que expande sua camada de valência, podendo receber mais pares de elétrons : 
BCl3 , BF4- , O3, N2O4, HNO3, I3-, XeF2
 
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Ligação Covalente
Exceções à regra do octeto
  Átomos com menos de 4 elétrons de valência
 Ex.: BeCl2 e BF3
 
  Ligações covalentes com elementos a partir do 3° período
 Ex.: PF3 e PF5 (Expansão do octeto)
  Moléculas com número ímpar de elétrons
 Ex.: NO e ClO2
  Radicais – espécies com spins eletrônicos não emparelhados
 CH3, .OH
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Ligação Covalente
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (TRPECV) (Gillespie e Nyholm – 1957 )
  Extensão das ideias de Lewis
  Previsão da forma de moléculas
Ideias fundamentais
 • Os pares eletrônicos da camada de valência dos átomos naturalmente se repelem;
 • Regiões com grande densidade eletrônica se manterão o mais afastadas possível;
 • Para se prever a forma da molécula, deve-se avaliar o efeito global de todas as regiões com densidade eletrônica ao redor de um átomo central;
 • O nome da forma da molécula fornece a geometria molecular , mas o arranjo dos átomos na estrutura deve ser feito antes de fornecer a geometria. Ex.: NH3 , SO42-
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Previsão de estruturas
Efeitos repulsivos
Par isolado/ Par isolado > Par isolado/ Região ligante > Região ligante/ Região ligante.
 Repulsões consideradas muito significativas estão em torno de 90°. Para 120° ou 180°, faz-se uma avaliação sobre o número de possibilidades de arranjo que diminuem mais as repulsões, como veremos para a molécula de ClF3.
 Ligações múltiplas (duplas ou triplas) e pares livres tendem a ocupar posições que minimizem as interações com outros pares de elétrons. Assim, eles deverão se manter na estrutura bem mais afastados.
 Em geral, o efeito repulsivo decresce na seguinte ordem:
Par livre > Lig. Múltipla > Lig. simples
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Previsão de estruturas
Fazer a previsão de estruturas para os compostos a seguir:
 BF3, CCl4, sulfito, XeF2, PF5, SF4, ClF3
 NUNCA ESQUEÇA DE FAZER A CONTAGEM DOS ELÉTRONS PELA
REGRA PRÁTICA!!!!
Posição equatorial
Posição axial
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Teoria da Ligação de Valência (TLV)
Extensão das ideias de Lewis (emparelhamento eletrônico para a formação de ligação)
As ideias preliminares dessa teoria foram propostas em 1927 por Heitler e London na descrição da molécula de H2;
A proposta deles trata a formação da ligação química como resultado do emparelhamento de dois elétrons, um de cada átomo ligado. Assim, o emparelhamento dos spins eletrônicos é indispensável na formação da ligação. 
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Teoria da Ligação de Valência 
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Teoria da Ligação de Valência 
Formação de ligações nas moléculas de HF e F2
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A formação da H2O e NH3 considerando apenas a participação de orbitais “puros” deveria indicar um ângulo de 90° (HNH). No entanto, isso não é observado. Será então que os orbitais participantes dessas ligações estão “puros”?
Teoria da Ligação de Valência 
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Promoção eletrônica e hibridação
 Fatos experimentais deves estar aliados às explicações teóricas!
 CH4 ( ângulo de 109° 28’ – ângulo tetraédrico); H2O (104° 5’ – próximo ao ângulo tetraédrico)
Teoria da Ligação de Valência 
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Teoria da Ligação de Valência 
 - Nas moléculas de água e amônia, os átomos de oxigênio e nitrogênio podem ser
considerados, também, hibridizados com sp3, fato consistente com o arranjo próximo
a um tetraedro das regiões com densidades eletrônicas ao redor do átomo central.
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Teoria da Ligação de Valência 
Hibridização sp2 e sp
Exemplo: 
Esquematize os orbitais híbridos para o eteno e etino e explicar como são possíveis a formação de ligações pi. Use o diagrama de quadrículas.
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Teoria da ligação de valência
Hibridização sp2 e sp
Exemplo: 
Esquematize os orbitais híbridos para o eteno e etino e explique como são possíveis a formação de ligações pi. Use o diagrama de quadrículas.
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Teoria da ligação de valência
Outros átomos, além do carbono, apresentam hibridização. Aqui vão alguns casos:
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Expansão da camada de valência
 - Se existirem orbitais d acessíveis, a participação desses na formação de ligações pode ser possível. Isso passa a acontecer a partir dos elementos do terceiro período, como Si, S, P, Cl, Br e I;
 - Isso explica a inexistência de algumas moléculas, como NCl5 e a existência de outras, como PCl5.
 Exemplo: prever a geometria do I3-, SiF62- e do PCl5 segundo a TRPECV e explicar a hibridização do átomo central.
 
Teoria da Ligação de Valência 
Arranjo octaédrico
Arranjo bipiramidal trigonal
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