Ligação Química Covalente

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Prof. Antonio Guerra Instituto de Química-UFRJ 
LIGAÇÃO QUÍMICA 
COVALENTE 
Química Inorgânica I – IQG354 
Departamento de Química Inorgânica - DQI 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO – UFRJ 
INSTITUTO DE QUÍMICA – IQ 
Prof. Antonio Guerra Instituto de Química-UFRJ 
MODELOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA 
 Ligação Iônica 
 Formação e interação de íons de carga oposta (cátions e ânions) 
 Segue a Regra do Octeto 
 Ligação Metálica 
 Formação de bandas de condução e transição de elétrons 
 Ligação Covalente 
 Compartilhamento de elétrons 
 Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV) 
 Determina a geometria molecular 
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MODELOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
 Sobreposição de orbitais atômicos 
 Elétrons localizados entre os átomos ligados 
 Formação de orbitais híbridos 
 Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
 Combinação Linear dos Orbitais Atômicos (CLOA) 
 Formação do Orbital Molecular (OM) 
 Ligante e antiligante 
 Teoria do Campo Cristalino (TCC) 
 Ligação química de Compostos de Coordenação 
 Formada por interações puramente eletrostáticas (iônica) 
 Energia de Estabilização do Campo Cristalino (EECC) 
 Determina a cor dos compostos 
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 Teoria do Orbital Molecular (TOM): 
 Explica o comportamento magnético do O2. 
 Explica o composto deficiente de elétrons B2H6. 
 Explica as estruturas e propriedades dos metais e semicondutores. 
 Explica os espectros eletrônicos das moléculas. 
 TLV  focada na ligação entre pares de átomos. 
 TOM  focada na densidade eletrônica da molécula. 
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LIMITAÇÕES DOS MODELOS DE LIGAÇÃO 
 Limitações da Regra do Octeto e TLV: 
 Comportamento do O2 
 Molécula diamagnética pela descrição de Lewis e TLV! 
 Experimentalmente é paramagnética. 
 Comportamento do B2H6 
 12 elétrons de valência (23e B e 6 1e H). 
 14 elétrons de valência por Lewis! 
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 Os elétrons ocupam os orbitais moleculares. 
 Acomodam no máximo dois elétrons – exclusão de Pauli. 
 Apresentam energia definida. 
 Pertencem a toda molécula – elétrons de valência deslocalizados! 
 N orbitais atômicos (OA) forma N orbitais moleculares (OM). 
 Combinação Linear de Orbitais Atômicos (CLOA) 
 
Molécula AB 
 CLOA   = cAA + cBB ou  = cAA  cBB 
 Energia do OM < OA’s – orbital ligante. 
 Energia do OM > OA’s – orbital anti-ligante. 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
OM ligante 
Maior probabilidade 
de encontrar os 
elétrons entre os 
núcleos. 
OM anti-ligante 
Menor probabilidade 
de encontrar os 
elétrons entre os 
núcleos. 
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 Diagrama de níveis de energia dos OM 
 Moléculas diatômicas homonucleares – cA = cB 
 Distribuição dos elétrons a partir dos níveis de menos energia. 
 Segue o princípio da exclusão de Pauli. 
 Segue e regra de Hund. 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
OM anti-ligante 
(*1s) 
Molécula 
átomo átomo 
E
n
er
g
ia
 
Interação 
destrutiva 
Interação 
construtiva 
OM ligante 
(1s) 
FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., 
et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, 2006. 778p. 
 Ligações sigma – interação entre orbitais s. 
 
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 Ligações sigma e pi – interação entre orbitais p. 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente.. 5.ed. Trad. Ricardo B. Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2012. 1026p. 
Plano nodal 
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 Ligações sigma, pi e delta – interação entre orbitais d. 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
Miessler, G.L.. e Tarr, D.A., Inorganic Chemistry. 2.ed. New Jersey: Prentice_Hall, 1999. 1026p. 
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 Interações nulas – orbitais não-ligantes. 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
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 Ordem de Ligação (OL) 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
OL = 
Ne  Ne* 
2 
nº elétrons ligantes nº elétrons anti-ligantes 
Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, 
Trad. Horácio Macedo,7ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. 702p. 
OL = 1 OL = 0 
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 Diagramas de energia do 2º período – homonucleares 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
Li2, Be2, B2, C2 e N2 
Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente.. 5.ed. Trad. Ricardo B. Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2012. 1026p. 
Energia O2 e F2 
Energia 
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 Diagramas de energia do 2º período 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
Miessler, G.L.. e Tarr, D.A., Inorganic Chemistry. 2.ed. New Jersey: Prentice_Hall, 1999. 1026p. 
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Moléculas diatômicas heteronucleares – cA ≠ cB 
 CLOA   = cAA + cBB ou  = cAA  cBB 
 Ligação covalente apolar  cA = cB 
 Ligação covalente polar  cA ≠ cB 
 Átomo mais eletronegativo  menor energia, maior caráter 
ligante. 
 Átomo menos eletronegativo  maior energia, maior caráter 
anti-ligante. 
 Ligação iônica  um dos coeficientes é ≈ zero (cA ou cB). 
 Cálculos teóricos são necessários para se determinar o diagrama 
de níveis de energia. 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
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Moléculas diatômicas heteronucleares – cA ≠ cB 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
Energia 
Diagrama geral 
Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente.. 5.ed. Trad. Ricardo B. Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2012. 1026p. 
ligante 
antiligante 
não-ligante 
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Moléculas Poliatômicas – BeH2 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
H H Be 
(S + S + S) 
(S  S  S) 
(S + p  S) 
(S  p  S) 
ligante 
antiligante 
ligante 
antiligante 
não-ligante 
antiligantes 
ligantes 
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 Íons Poliatômicos – AB3 [ex: BF3, CO3
, NO3
] 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
ligante 
antiligante 
não-ligante 
3B A 
ligante 
antiligante 
AB3 
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 Espectroscopia Fotoeletrônica 
 Técnica utilizada na determinação da energia dos OM ou da 
estrutura eletrônica da molécula. 
 A molécula é irradiada por fótons de alta energia, geralmente na 
região do UV e raios X. 
 A energia cinética (Ec) dos elétrons ejetados pode ser medida. 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
Ec = Ehv  EI 
Energia dos fótons incidentes 
Energia de ionização 
Espectro do N2 
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 Diagrama de Correlação – Diagrama de Walsh 
 Utilizado na análise da forma, espectro e reações de moléculas poliatômicas. 
 Baseado na ΔE de cada OM conforme o ângulo de ligação varia de 90º a 180º. 
 
 
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
XH2 
XH2 BeH2 BH2 CH2 NH2 OH2 
evalência 4 5 6 7 8 
ângulo 180° 131° 136° 103° 105° 
Configuração 
eletrônica 
1g
21u
2 1a1
22a1
21b2
1 1a1
22a1
21b2
2 1a1
22a1
21b2
21b1
1 1a1
22a1
21b2
21b1
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 Combinação Linear dos Orbitais Atômicos (CLOA) 
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ORBITAIS MOLECULARES 
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 Combinação Linear dos Orbitais Atômicos (CLOA)