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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 * * 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 * * 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 * * 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- * * 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 * * 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 * * 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. * * Teoria da Ligação de Valência * * Teoria da Ligação de Valência Formação de ligações nas moléculas de HF e F2 * * 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 * * 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 * * 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. * * 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. * * 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. * * Teoria da ligação de valência Outros átomos, além do carbono, apresentam hibridização. Aqui vão alguns casos: * * 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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