Dia 4 - A forma das moléculas

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Universidade Federal do Triângulo Mineiro (UFTM)
Disciplina: Química Para Engenharia
Aula: A forma das moléculas e sua estrutura
Profª Rafaela Cristina Sanfelice
A forma das moléculas e dos íons
- A estrutura de Lewis representa uma localização aproximada dos elétrons
ligantes e dos pares isolados em uma molécula. – Não representa corretamente o
arranjo espacial dos átomos.
- Algumas moléculas simétricas podem ser representadas de forma bastante
simples
A forma das moléculas e dos íons
- Para descrever as formas das moléculas menos simétricas, fornecemos os ângulos
de ligações
- A forma molecular, assim como os ângulos e comprimentos de ligação, podem ser
previstos a partir de cálculos baseados na equação de Schroedinger. Esses
cálculos, em alguns casos baseiam-se parcialmente em informações
experimentais, e então são denominados de Métodos semi-empíricos. Em outros
casos, são previsões puramente teóricas, e então são chamados de Métodos ab
initio.
O Modelo VSEPR
- Para explicarmos os ângulos das ligações químicas e as formas das moléculas
precisamos adicionar no modelo de ligação de Lewis, o fato de que regiões de alta
concentração eletrônica se repelem.
- Isso quer dizer que elétrons ligantes e pares isolados se posicionam tão longe
quanto possível um do outro para minimizar a repulsão.
- No modelo VSEPR (Valence-shell electron-pair repulsion model), em português
Modelo da repulsão por pares de elétrons da camada de valência usamos o átomo
central como referência
- Ex: Trifluoreto de Boro
O Modelo VSEPR
- Na molécula de BF4 existem três pares de elétrons ligantes presos ao átomo
central e não há presença de pares isolados:
- A formação da molécula de metano ocorre de forma similar:
Estrutura Trigonal Planar
Ângulo de 120º
Estrutura Tetraédrica
Ângulo de 109,5º
O Modelo VSEPR
- Quando utilizamos o Modelo VSEPR não distinguimos entre ligações simples ou
múltiplas. Uma ligação múltipla é tratada como uma região simples de alta
concentração eletrônica.
- Quando há mais de um átomo central – as ligações de cada átomo são
consideradas independentes.
Estrutura Linear
Ângulo de 180º
O arranjo em volta de 
cada átomo de carbono 
é trigonal planar
Ângulo de 120º
O Modelo VSEPR
- Pares isolados no átomo central afetam a forma da molécula.
- Pares isolados devem ser tratados como tendo um maior efeito de repulsão que
os pares ligantes. Por isso teremos a seguinte ordem:
Par isolado-par isolado › par isolado-par ligante › par ligante-par ligante
Estrutura angular
O Modelo VSEPR
Para determinar a forma de uma molécula, escreva a estrutura de Lewis e então
identifique o arranjo de pares de elétrons e ligações de modo que os pares de
elétrons fiquem o mais afastado possível entre eles. Nomeie a forma molecular
considerando somente a localização dos átomos. Pares isolados distorcem a forma
da molécula para reduzir as repulsões entre os pares isolados e pares ligantes.
As moléculas polares
- Uma molécula polar é uma molécula com momento de dipolo diferente de zero
- Toda molécula diatômica é polar se suas ligações foram polares.
- Uma molécula apolar ou não-polar é uma molécula que tem momento de dipolo igual
a zero
- Para uma molécula poliatômica, a definição de polaridade é mais complexa. A
forma de uma molécula irá definir se ela é polar ou apolar.
As moléculas polares
Teoria da Ligação de Valência
- Teoria da ligação de valência é um modelo mecânico quântico da distribuição dos
elétrons em ligações.
As ligações Sigma e pi
Teoria da Ligação de Valência
Teoria da Ligação de Valência
Teoria da Ligação de Valência
- Uma ligação simples é uma ligação sigma (σ)
- Uma ligação dupla é uma ligação σ mais uma ligação pi
- Uma ligação tripla é uma ligação σ mais duas ligações pi
Quando se usa a teoria da ligação de valência, primeiro se identificam os orbitais
atômicos da camada de valência que contêm elétrons desemparelhados, permite-se
então aos elétrons formarem pares e os orbitais atômicos que eles ocupam se
sobrepõem final-final para formar as ligações sigma, ou lateralmente para formar as
ligações pi.
Teoria da Ligação de Valência
Teoria da Ligação de Valência
- O átomo de carbono tem 4 elétrons na camada de valência.
- Dois desses átomos já se encontram emparelhados. Somente os dois orbitais 2p
do carbono encontram-se disponíveis para a ligação
- A característica tetravalente do carbono é devido à pequena quantidade de
energia utilizada na promoção de um átomo de carbono
- Essa energia é pequena porque um elétron 2s é transferido de um orbital ocupado
para um orbital vazio 2p – menor repulsão
A hibridização dos orbitais
- Natureza tetraédrica do carbono – ligações idênticas
- As ligações são idênticas porque o átomo de carbono sofre um processo
denominado de hibridização dos orbitais s e p.
A hibridização dos orbitais
Hibridização sp3
Hibridização sp2
A hibridização dos orbitais
Hibridização sp
- Carbono com hibridização sp – Duas ligações sigma e duas pi
- Carbono com hibridização sp2 – Três ligações sigma e uma pi
- Carbono com hibridização sp3 – Quatro ligações sigma
Características das ligações duplas
- Uma ligação dupla C=C é mais forte que uma ligação simples C-C, porém mais fraca
que a soma de duas ligações simples.
- Uma ligação tripla também é mais fraca que a soma de três ligações simples.
Exercícios
1) Preveja o arranjo eletrônico e a forma da molécula trifluoreto de nitrogênio, NF3
2) Preveja se (a) uma molécula de trifluoreto de boro, BF3, e (b) uma molécula de
ozônio (O3), são polares.
3) Qual é a fórmula da molécula de clorofórmio (CHCl3)? Essa molécula é polar?
4) As seguintes estruturas são polares ou apolares? (a) CH2Cl2, (b) CCl4, (c) CS2 e
(d) SF4
5) As seguintes estruturas são polares ou apolares? (a) C6H5Cl e (b) CH3CHOHCH3
6) Dê a hibridização dos átomos em negrito das seguintes moléculas: (a) CF4, (b)
BCl3, (c) NH3, (d) (CH3)2Be