Hibridização_e_orbital_molecular 04

Prévia do material em texto

Química Geral 
Aula: Ligações Químicas 
2020/1
➢ Orbitais atômicos: hibridização
➢ Orbitais moleculares
Docente: Caroline Gaglieri
2
➢ Iônica
➢ Metálica
➢ Covalente
Ligações Químicas:
Determina a maioria das propriedades das substâncias
Força atrativa resultante da reorganização dos elétrons de valência de cada átomo.
Transferência de elétrons ( ↑ ≠ de eletronegatividade);
Formação de cátions e ânions (atração eletrostática).
Compartilhamento de elétrons ( ↓ ≠ de eletronegatividade);
Gera moléculas polares ou apolares
Os e− não pertencem a nenhum metal;
Os e− são atraídos por forças eletrostáticas;
Os e− distribuídos homogeneamente;
3
Caráter iônico
Valores 
baixos
Valores 
intermediários Aumento da 
eletronegatividade
Valores 
altos
Adaptado de: KOTZ, J.C.; et. al. Chemistry and Chemical
Reactivity. 9ºed. Stanford: Cengage LEarning, 2015.
4
Como resultado das ligações químicas…
➢ Arranjos e Geometrias moleculares;
➢ Ângulos e distâncias de ligação
Contribuição para a reatividade/ estabilidade
Fonte: BROWN, T.L., LeMAY Jr, H.E.; BURTEN, B.E., 
BURDGE, J.R. Química a Ciência Central. 9ºed. São 
Paulo: Pearson, 2005.
A
B
C
D
5
➢ Modelo de repulsão do par de elétrons no nível de valência (RPNV);
➢ Teoria da ligação de valência (TLV): sobreposição dos orbitais atômicos: 
6
A simples sobreposição dos orbitais utilizando a TLV explica o arranjo e a geometria
molecular para moléculas relativamente simples, tais como H2, F2, HF;
H F F F
Para moléculas com mais átomos, como CH4, que se adequam a RPNV, é necessário considerar outros tipos de
orbitais atômicos para que a TLV seja válida:
C:
C
12
6
4e− valência
2e− desemparelhados
2p21s2, 2s2, 
2p1s 2s 
Não completa o
octeto;
Não explica como
forma-se o CH4
Entendendo o processo de hibridização
7
C: 1s2, 2s2, 2p2
1s 2s 2p
Ocorre a promoção de 
elétrons- EXCITAÇÃO
2s 2p
Ocorre a 
HIBRIDIZAÇÃO
4 orbitais sp³
Seria viável 
energeticamente sabendo-
se que Es<E𝑝?
Energia: s <sp³< p
➢ Lê-se “orbital sp três”
➢ Orbitais degenerados;
➢ 25 % caráter s e 75 % p
HIBRIDIZAÇÃO
8➢ Energia liberada se ocorresse apenas duas ligações (sem
hibridizar): 210 kcal mol-¹ (< 4 ligações covalentes: 420 kcal
mol-¹ );
➢ Agora se completa o octeto;
➢ E explica a molécula CH4
Mas o que são orbitais 
híbridos?
São orbitais mistos resultantes da combinação de orbitais
atômicos;
Esse conceitos de orbitais combinantes é chamado de
HIBRIDIZAÇÃO e foi proposto em 1931 por Linus
Pauling.
Linus Carl Pauling (1901-1994)
Orbitais híbridos 9
Orbitais 
híbridos
Formas ≠ dos orbitais atômicos 
envolvidos
n˚ de orbitais híbridos deve 
ser igual a quantidade de 
orbitais atômicos envolvidos
Hibridização 𝑠𝑝2 10
Hibridização sp 11
Teoria do orbital molecular (TOM)
12
➢ Teoria do orbital molecular;
➢ É uma outra forma de se visualizar os orbitais nas moléculas
➢ Combina a teoria do octeto com as propriedades de onda que o elétron apresenta;
➢ Ligações covalentes resultam da combinação de orbitais atômicos para formar orbitais
moleculares.
A sobreposição de dois orbitais atômicos dá origem a um orbital molecular que pertence a toda
molécula e não mais à um átomo
➢ A quantidade de orbitais moleculares também é igual à quantidade de orbitais atômicos envolvidos
Qual a diferença entre um orbital atômico (OA) e orbital 
molecular (OM) 13
➢Ambos definem uma região em que a probabilidade de se encontrar o elétron é maior
OA esta região é ao redor do núcleo atômico;
OM esta região é o redor da molécula.
➢O formato dos orbitais moleculares são diferentes dos atômicos.
OA 1 s OA 1 s Sobreposição dos 
orbitais 1s
Orbital 
Molecular
14
A
B
C
D
Distância interatômica
E
n
e
rg
ia
P
o
te
n
c
ia
l
Comprimento de ligação
Energia 
de 
dissociação
Então…
TLV
TOM
Adaptado de: BRUICE, P. Y. 
(2004). Organic chemistry. 4 th ed. 
Upper Saddle River, NJ, Pearson/Prentice 
Hall.
Como as propriedades ondulatórias do elétron influenciam 
na ligação covalente? 15
Sobreposição 
construtiva
Sobreposição 
destrutiva
Núcleo do 
átomo 
de 
hidrogênio Fase do orbital
Fase do orbital
16
Núcleo 
do átomo 
de 
hidrogêni
o
Ondas reforçam uma a 
outra, resultando na 
ligação
Ondas se cancelam e não 
ocorre a formação da 
ligação
Nodo/ 
Nó
Núcleo 
do átomo 
de 
hidrogêni
o Fase do orbital
Fase do orbital
Orbital ligante
Orbital anti ligante
17
Orbital ligante Orbital antiligante 
Como ocorre formação do OM
18Nodo/ Nó
Orbital Molecular ligante
Orbital Molecular antiligante
Orbital Atômico
1 s
Orbital Atômico
1 s
E
n
e
rg
ia
19
Orbital Molecular ligante
E
n
e
rg
ia
Adaptado de: BRUICE, P. Y. (2004). Organic chemistry. 4 th ed. Upper Saddle River, NJ, Pearson/Prentice 
Hall.
Nodo/ Nó
➢ Energia dos orbitais atômicos
estão entre as energias dos
orbitais moleculares;
➢ Energia do orbital antiligante
maior do que do orbital ligante
➢ Linhas horizontais
representam as energias dos
orbitais
Orbitais moleculares ligantes e antiligantes
20
Orbital Molecular ligante (σ )
Orbital Molecular antiligante (σ*)
Probabilidade de 
encontrar o elétron
Maior entre os núcleos
atômicos
Em qualquer lugar exceto 
entre os núcleos atômicos 
(devido ao nodo)
Consequência
➢ Alta densidade eletrônica
entre os núcleos (responsável
por manter os núcleos unidos)
➢ Favorece a ligação covalente
➢ Menor densidade eletrônica
entre os núcleos;
➢ Repulsão entre os núcleos
(ausência carga negativa entre);
➢ Desfavorece a ligação covalente
Como fazer a distribuição eletrônica em um orbital
molecular? 21
Os princípios utilizados para o preenchimento de orbitais atômicos valem para a o orbital 
molecular:
➢ Sempre irão ocupar primeiramente os orbitais com menor energia;
➢ Apenas dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital;
➢ Estes elétrons devem apresentar spins opostos.
➢Os elétrons que não são de valência não influenciam, visto que eles são tão atraídos
pelos seus respectivos núcleos que ele são considerados orbitais atômicos.
22
Como fazer a distribuição eletrônica em um orbital
molecular? Exemplo 1
H2
H (Z=1) = 1s1
Orbital molecular antiligante
s *
E
n
e
rg
ia
Orbital molecular ligante
s 
HH
↑ ↑
↑
↑
1s1s
➢ 1 e− cada H;
➢ 2 e− para serem
distribuídos
➢ 2 orbitais atômicos
➢ 2 orbitais moleculares;
➢ 2 e− no orbital ligante;
➢ 0 e− no orbital
antiligante.
OM
H2
23
Como fazer a distribuição eletrônica em um orbital
molecular? Exemplo 2 (Resposta Final)
Li2
Li (Z=3) = 1s2 2s1
24
Como fazer a distribuição eletrônica em um orbital
molecular? Exemplo 2 (Resposta Final)
Li2
Li (Z=3) = 1s2 2s1
s *
E
n
e
rg
ia
LiLi
↑ ↑
↑
↑
2s
s
Li2
2s
25
Como fazer a distribuição eletrônica em um orbital
molecular? Exemplo 3
Exemplo: Li2
-
Li (Z=3) = 1s2 2s1
Li - = 1 s2 2s2
26
Como fazer a distribuição eletrônica em um orbital
molecular? Exemplo 3 (resposta final)
Exemplo: Li2
-
Li (Z=3) = 1s2 2s1
Li - = 1 s2 2s2
s *
Li−Li
↑
↑
↑
2s
s
↑
↑
↑
2s
Como prever se uma molécula pode ou não existir?
27Ordem de ligação (OL) está relacionada à estabilidade de uma ligação covalente.
A ordem de ligação irá:
➢ Quantificar a o número de ligações entre os átomos de acordo com os orbitais moleculares.
➢ Quanto ↑ for a ordem de ligação entre um par de átomos, ↑ é a força de ligação
➢ Quanto ↑ for a ordem ↓ será o comprimento da ligação.
𝑂𝐿 =
1
2
෍𝑒𝑙𝑖𝑔
− −෍𝑒𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑖𝑔
−
2s
s *
↑
↑
2s
s
↑
↑
↑ ↑
Como prever se uma molécula pode ou não existir? 
Exemplo1
28
𝑂𝐿 =
1
2
෍𝑒𝑙𝑖𝑔
− −෍𝑒𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑖𝑔
−
Exemplo: Be2
Be (Z=4) = 1s2 2s2
s *
Be Be
↑
↑
2s
s
↑
↑
↑
Be2
OL Be2=
2−2
2
= 0
A desestabilização efetuada pelo σ*s preenchido,
cancela o efeito de estabilização do orbital σs, a
ordem da ligação é zero e, portanto, a molécula de
Be2 não deve ser estável.
2s
↑ ↑
↑
29
Orbitais s sobrepõe-se linearmente( alinhadas ao eixo internuclear) e são
chamadas de ligações σ (ligações sigma).
Todas as ligações que ocorrem alinhadas ao eixo internuclear são chamadas de
ligações σ
Orbitais sp³
Orbitais s
Ligação σ
E as ligações 
múltiplas?
A densidade eletrônica está concentrada 
simetricamente ao redor da linha que 
une os núcleos (eixo intermolecular);
Linha que une os átomos passa pelo meio 
dessa região se superposição: Estas 
ligações são as ligações sigma (s).
Ligações múltiplas??
30
Para descrever ligações múltiplas, devemos considerar um segundo
tipo de ligação, este é resultante da sobreposição entre dois orbitais
p perpendiculares ao eixo internuclear. Esta ligação é conhecida
como ligação pi (p).
Relembrando o formato do AO p
31
p
Fonte: ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª ed. São 
Paulo: Bookman, 2012
Logo OM que envolvem orbitais p…
32
Pode ser de três formas:
Orbital Molecular σ * 
(antiligante) 
Orbital Molecular σ
(ligante) 
Orbital Molecular p * 
(antiligante) 
Orbital Molecular p (ligante) 
Orbital Molecular p * (antiligante) 
Orbital Molecular p (ligante) 
Adaptado de: BROWN, T.L., LeMAY Jr, H.E.; BURTEN, B.E., BURDGE, J.R. 
Química a Ciência Central. 9ºed. São Paulo: Pearson, 2005.
Resultado: como estão dispostas as ligações
33
Exemplo:
Considerando-se apenas as 
ligações s
Ligações p
p
s
Adaptado de: BRUICE, P. Y. (2004). Organic chemistry. 4 th ed. Upper Saddle River, NJ, Pearson/Prentice Hall.
Ligações σ e p
34
Ligação σ
Sobreposição de 
orbitais
Mais Efetiva (sobreposição frontal)
Menos efetiva (sobreposição lateral)
Consequência
Ligação mais forte
Ligação menos forte que a σLigação p
p
s
C-C 82,6 kJmol−1 C≡C 199,6 kJmol
−1C=C 145,8 kJmol−1
Mapa potencial
eletrostático: 
Energias: 
Distâncias e
Ângulos de ligação: 
Diagrama de níveis de energia envolvendo orbitais p
35
1s
2s
s*
s
s
s*
p*
E
n
e
rg
ia
➢ Configuração eletrônica: 1s 2s 2p
➢ Configuração de quadrícula: 
1s
Para um átomo que tem n=2
Se este átomo fizesse uma
ligação com outro átomo do
mesmo elemento o OM
resultante
2s 2p
2p
p
s*
s
px py pz
Sobreposição frontal
Sobreposição lateral
Elétrons 
internos
Diagrama de níveis de energia envolvendo orbitais p: 
Exemplo 𝐹2 36
F (Z=9) = 1s2 2s2 2p5
1s 2s 2p
Elétrons de valência: 7
Subnível incompleto: 2p (5 e-)
Não precisamos representar os 
subníveis no diagrama OM:
➢ 1s (elétrons internos) 
➢ 2s (já está completo: 2 e-
emparelhados)
p*
E
n
e
rg
ia
2p
p
s*
s
𝑂𝐿 =
1
2
෍𝑒𝑙𝑖𝑔
− −෍𝑒𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑖𝑔
−
F2
FF
𝑂𝐿 =
1
2
6 − 4
𝑂𝐿 = 1
Diagrama de níveis de energia envolvendo orbitais p: 
Exemplo 𝑂2 37
Monte o diagrama para a molécula 𝑂2, ache a OL e responda:
ela é estável?
Diagrama de níveis de energia envolvendo orbitais p: 
Exemplo 𝑂2 (Resposta) 38
p*
E
n
e
rg
ia
2p
p
s*
s
O2
O𝑂
Monte o diagrama para a molécula 𝑂2, ache a OL e responda:
ela é estável?
O (Z=8) = 1s2 2s2 2p4
𝑂𝐿 =
1
2
෍𝑒𝑙𝑖𝑔
− −෍𝑒𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑖𝑔
−
𝑂𝐿 =
1
2
6 − 2 = 2 (maior que a do F2, logo mais estável)
Elétrons desemparelhados!
Paramagnetismo da 
molécula de 𝑂2
Não explicados pela TLV
Paramagnetismo vs diamagnetismo
39
Paramagnetismo:
➢ Quando uma molécula é atraída por um campo
magnético;
➢ Quanto maior a quantidade de elétrons
desemparelhados, maior esta atração (propriedade
paramagnética)
Diamagnetismo:
➢ Quando uma molécula é fracamente repelida por um
campo magnético;
p*
2p
p
s*
s
p*
2p
p
s*
s
➢ Uma molécula sem elétrons
desemparelhados apresenta esta
propriedade.
Paramagnetismo vs diamagnetismo
40
Fonte: BROWN, T.L., LeMAY Jr, H.E.; BURTEN, B.E., 
BURDGE, J.R. Química a Ciência Central. 9ºed. São 
Paulo: Pearson, 2005.
41
p*
2p
p
s*
s
p*
2p
p
s*
s
p*
2p
p
s*