Teoria VSEPR: predição da geometria molecular

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VSEPR
A teoria ou método de VSEPR  foi formulado em 1957 pelo cientista Ron Gillespie, com o intuito de ser utilizada como uma ferramenta na predição da geometria das moléculas, ou seja, a forma como a molécula está disposta no espaço. 
A sigla inglesa VSEPR (pronuncia-se vésper) significa Valence Shell Electron Pair Repulsion ou repulsão eletrônica entre os pares de elétrons na camada de valência.
Em relação à máxima distancia que os pares solitários devem manter na organização da nuvem de elétrons ao redor do átomo central. 
De acordo com os passos mostrados a seguir fica mais fácil fazer esta predição:
Passos para determinação da forma de uma molécula no espaço:
VSEPR
Observar e desenhar a estrutura de Lewis para a molécula;
Contar o número de pares de elétrons ligados e isolados presentes na molécula e determinar o número estérico (soma de todos os pares solitários e ligados), também chamado de NCT (= número de átomos ligados + número de pares não ligantes ao redor do átomo central – da camada de valencia).
Fazer uma disposição arranjando dos pares de elétrons nos vértices de uma figura geométrica, de forma a diminuir o máximo a repulsão entre os pares solitários
VSEPR
Forma tridimensional das moléculas: 
		
		Relação direta com propriedades físicas e químicas 
Idéia do modelo VSEPR: 
pares ligados e pares isolados da camada de valência se repelem de modo a ficar o mais afastados possível, minimizando sua interação;
o modelo VSEPR é simples e confiável (no caso de elementos do grupo principal) para predizer a estrutura tridimensional das moléculas dentro de boa aproximação.
VSEPR – NCT 
Exemplo: AGUA – H2O 
NCT = PL (= pares de e- ligantes) + PNL (= pares de e- não ligantes)
No caso da água:
PL = 2 
PNL = 2
NCT = Pl + PNL = 2 + 2 = 4
Observação: os PNL são mais volumosos do que os PL.
VSEPR – NCT
Vamos utilizar primeiramente como um exemplo a molécula de trifluoreto de cloro ClF3.
Nesta estrutura observamos 2 pares solitários e 3 ligados, de posse disso somamos 2+3=5, ou seja, 5 é o número estérico (= NCT)
Geometria molecular
Os pares de elétrons da camada de valência de um átomo tendem a se orientar de maneira que sua energia total seja mínima. 
		Isto significa que eles ficam tão próximos (quanto possível) do
		núcleo, e ao mesmo tempo, ficam o mais afastado possível 		entre si, a fim de minimizar as repulsões inter-eletronicos.
Arranjo Geométrico
.
VSEPR
VSEPR
VSEPR
VSEPR
É importante salientar que a teoria VSEPR é eficiente na previsão de moléculas e íons poliatômicos pequenos, uma das observações mais importantes consiste em dar especial atenção aos pares solitários visto que estes exercem as forças  que influenciam nas ligações químicas, em virtude de o grande objetivo desta teoria ser a determinação das formas moleculares que são de extrema importância para a química no tocante a pontos de fusão e ebulição, energia de ligação e solubilidade.
VSEPR
Pares eletrônicos ligados ou isolados: geometrias previstas:
VSEPR
geometrias quando não há pares isolados
xxxx.
VSEPR
geometrias quando não há pares isolados
xxxx.
VSEPR
geometrias quando não há pares isolados
xxxx.
VSEPR
geometrias quando não há pares isolados
xxxx.
VSEPR
geometrias quando não há pares isolados
xxxx.
VSEPR
xxxx.
VSEPR
xxxx.
VSEPR
1 - ligações duplas e triplas ⇒ tratadas da mesma forma que ligações simples 
2 - par isolado também ocupa espaço ⇒ geometria dos pares eletrônicos 6= geometria da molécula 
3 - forças repulsivas variam de acordo com os pares eletrônicos: (isolado × isolado) > (isolado × ligado) > (ligado × ligado) .
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
SO2.
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
BF3.
Trigonal plana
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
xxxx.
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
xxxx.
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
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Exemplos
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
Número estéarico: é o numero de pares de elétrons (da camada de valencia).
Exemplos
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
Exemplos
VSEPR
geometrias quando há, sim, pares isolados
Exemplos
VSEPR
Qual a geometria destes compostos ?
Exemplos
VSEPR
Qual a geometria destes compostos ?
Exemplos
VSEPR
xxxx.
VSEPR
Qual o arranjo eletrônico e a forma de molécula do composto IF5 ?
VSEPR
Qual o arranjo eletrônico e a forma de molécula do composto SO2 ?
VSEPR e moléculas polares
Uma vez conhecido a estrutura molecular da molécula, é fácil, determinar, se ela é polar ou apolar. 
VSEPR e moléculas polares
VSEPR e moléculas polares
Estrutura octaédrica – AX6.
Molécula apolar
Estrutura octaédrica – AX4Y.
Molécula polar
VSEPR e moléculas polares
Molécula apolar, devido a sua linearidade e 2 dipolos iguais, mas opostos (em 180O). 
Molécula polar, devido a sua linearidade e 2 dipolos iguais, mas opostos (em 180O). 
VSEPR e moléculas polares
xxxx.
 Molécula BF3 é apolar. Cl2CO e NH3 são moléculas POLARES
VSEPR e moléculas polares
Molécula BF3 é apolar.  
A molécula do BF3 apresenta 3 ligações polares, em que o flúor é o mais eletronegativo, tendo, portanto, os vetores direcionados para ele. Mas a disposição espacial dos átomos é trigonal plana, isso faz com que os elétrons tenham uma distribuição simétrica ao redor do átomo central. Assim, o resultado é que esses 3 vetores se anulam e o momento dipolar é igual a zero. 
VSEPR e moléculas polares
Qual a polaridade da molécula CF4 ? Ela é uma molécula apolar, pois, embora ter 4 ligações polares, eles estão se neutralizando !
Já a molécula CHF3.é uma molécula polar, pois a soma de todos os vetores não é Zero. O conjunto leva a um momento dipolo para esta molécula, conforma indicado pela seta vermelho.
Teoria das ligações
xxxx.
http://slideplayer.com.br/slide/1652077/#
Teoria das Ligações
Esta teoria considera que quando um par de elétrons forma uma ligação, os orbitais atômicos de cada átomo permanecem inalterados, e o par de elétron ocupa um orbital em cada um dos átomos simultaneamente. 
Regiao com uma alta densidade de elétrons, que mantem os dosi núcleos unidos.
LIGACÃO Sigma
Teoria das ligações
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http://slideplayer.com.br/slide/1652077/#
Exemplo de ligação SIGMA: entre dois orbitais “s” 
Ácido Clorídrico: H2
Teoria das ligações
http://slideplayer.com.br/slide/1652077/#
Exemplo de ligação SIGMA: entre um orbital “s” e um orbital “p” 
Ácido Clorídrico: HCl
Teoria das ligações
Exemplo de ligação SIGMA: entre dois orbitais “p” 
Gás Cloro: Cl2
http://slideplayer.com.br/slide/1652077/#
Teoria das ligações
Exemplo de ligação tripla: 1 do tipo “sigma”, e 2 do tipo “Pi”: entre dois orbitais “p”.
Gás nitrogenio: N2
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Orbitais p + ligação Pi
Ligacao Pi – superposicao de orbitais “p” nao frontalmente, mas lateralmente.
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Hibridização 
xxxxx.
Hibridização – sp3 
Formação de 4 orbitais iguais, do tipo sp3. 
Isso é necessário, para que o Carbono poderá fazer 4 ligações (e não somente 2 ligações conforme configuração eletrônica, antes de o Carbono entrar em contato com outro carbono, ou Hidrogênio).
Hibridização – sp3 
Exemplo: Metano – CH4 
O Carbono faz 4 ligações “iguais”, através do seus 4 orbitais híbridos: “sp3”.
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Hibridização – sp3 
4 Orbitais 
híbrido sp3
Orbital 1s
Orbital 2s
3 Orbitais 2p
4 Ligações com 4 átomos de H
Hibridização – sp3 
xxxxx.
Hibridização – sp2 
Ligação dupla entre os 2 carbonos da molécula eteno.
Hibridização – sp2 
Ligação dupla entre os 2 carbonos da molécula eteno.
Nesta figura podem ser contados os 8 elétrons. Cada orbital “p” traz um elétron. 
Hibridização – sp2 
Formação de 3 orbitais híbridos, chamados:sp2
A criação deles é necessário, para que o Carbono pode fazer um ligação dupla (sendo uma do tipo “sigma”, e a outra do tipo “Pi”. 
Exemplo: Etena.
.
Hibridização – sp 
Ligação tripla entre os 2 carbonos da molécula Etina.
Hibridização – sp 
Formação de 2 orbitais híbridos, chamados: sp
A criação deles é necessário, para que o Carbono pode fazer um ligação tripla. 
Exemplo: Etina.
Para formação do N2, não é necessário serem criados os orbitais híbridos, poi o atomo N tem 3 eletrons separados em 3 orbitais “p”. 
Molécula BH3: (3 orbitais “sp2”)
Molécula BH3: (3 orbitais “sp2”)
xxxxx.
Molécula BH3: 
(3 orbitais “sp2”)
3 Orbitais 
híbrido sp2
Orbital 1s
Orbital 2s
3 Orbitais 2p
3 Ligações com 
3 átomos de H
Molécula BeH2: (2 orbitais “sp”)
xxxxx.
Molécula BeH2: 
(2 orbitais “sp”)
Orbital 1s
Orbital 2s
3 Orbitais 2p
2 Orbitais 
híbrido sp
2 Ligações com 
2 átomos de H
Molécula BeH2: (2 orbitais “sp”)
PCl5: Orbital dsp3
5 Orbitais 
híbrido sp
5 Ligações com 
5 átomos de Cl
PCl5: Orbital dsp3
São 5 orbitais iguais do tipo dsp3 ao redor do fósforo (= átomo central).
SF6: Orbital d2sp3
6 Orbitais 
híbrido sp
6 Ligações com 
6 átomos de F
SF6: Orbital d2sp3
xxxxx.
São 6 orbitais iguais do tipo d2sp3 ao redor do fósforo (= átomo central).
Resumo – Tipos de orbitais híbridos
Tabela de hibridizações:
Exercícios
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Bibliografia
Livros da Ementa da disicplina.
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http://slideplayer.com.br/slide/1731979/