Transcript Ordem de Ligação

Geometria Molecular e Teorias de Ligação
Guilherme Liguori Albarelli 18707
Caio Henrique D, Ferreira 18693
Engenharia Computação 2010
Química Geral - Prof. Dr. Élcio Barrak
Por que é importante estudar?
• A geometria molecular determina a ocupação da molécula no espaço, o seu
arranjo espacial e a polaridade de suas ligações, o que influi diretamente nas
propriedades físicas do material formado por ela. E é a partir das propriedades
constatadas para o material que determina-se, entre outras coisas, suas
possíveis utilidades, por exemplo:
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Narcótico Analgésico
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Anti-tussígeno
Tópicos Abordados
Capítulo 9
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9.1 Formas Espaciais Moleculares
9.2 O Modelo RPENV
9.3 Forma Espacial e Polaridade Molecular
9.4 Ligação Covalente e Superposição de Orbitais
9.5 Orbitais Híbridos
9.6 Ligações Múltiplas
9.7 Orbitais Moleculares
9.8 Moléculas do Segundo Período
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Formas Espaciais Moleculares
• Determinada por fatores como ângulo de ligação e comprimento de ligação, as
formas espaciais diferem das formas moleculares como a de Lewis, por
exemplo, que representa os átomos em um único plano.
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Representação de Lewis:
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Representação Espacial:
Formas Básicas
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• As figuras mostradas representam as formas básicas de representação, mas
ainda podem ser obtidas formas adicionais removendo átomos de seus
vértices:
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O Modelo RPENV
(Repulsão do Par de Elétrons do Nível de Valência)
A base do modelo RPENV para explicar a organização molecular está na melhor
disposição de elétrons, que é aquela onde a repulsão entre eles é minimizada.
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Esse modelo ainda define alguns conceitos:
• Um par ligante, assim como um não-ligante define uma região no espaço, onde
há maior probabilidade de encontrar elétrons, chamada de domínio de elétrons.
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Fazendo uma analogia com balões, pode-se visualizar como esse efeito ocorre,
uma vez que balões amarrados pelos seus bicos adotam naturalmente seus
arranjos de menor energia.
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Influência dos Pares Não-Ligantes no Ângulo de Ligação
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O arranjo será definido pela distribuição dos átomos e não pela distribuição dos
domínios de elétrons.
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Modelos Espaciais
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Forma Espacial e Polaridade Molecular
Recordando:
• Polaridade da ligação: Mede quão igualmente os elétrons de uma
ligação são distribuídos entre os átomos ligantes.
• Momento de dipolo: Grandeza vetorial que quantifica a separação de
carga na molécula.
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• Pode-se determinar a polaridade de uma molécula tendo como base a
análise de sua geometria molecular.
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Moléculas Polares e Apolares
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Ligação Covalente e Superposição de Orbitais
• De acordo com a teoria de Lewis, uma ligação covalente ocorre quando há
compartilhamento de elétrons, concentrando densidade eletrônica entre os
núcleos.
• Estendendo essa abordagem, a teoria da ligação de valência afirma que essa
concentração indica que os orbitais de valência sobrepuseram-se.
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• A sobreposição de orbitais permite que elétrons de spins contrários
compartilhem o mesmo espaço:
H – 1s1
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F – 1s² 2s² 2p5
• Conforme a distância entre os
núcleos diminui, mais forte se torna
a ligação, porém, se essa distância
diminui muito, a repulsão
eletrostática entre os núcleos
aumenta rapidamente. Dessa forma,
existe um comprimento de ligação
ideal para cada ligação, onde essas
forças se equilibram.
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Orbitais Híbridos
Hibridização de orbitais
Processo de formação de orbitais eletrônicos híbridos. Em alguns átomos, os
orbitais dos subníveis atômicos s e p ou d se misturam, dando origem a orbitais
híbridos sp, sp² e sp³.
• As ligações covalentes são formadas por:
– Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais atômicos.
– Sobreposição de orbitais híbridos com outros orbitais híbridos.
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Orbitais Híbridos sp
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Orbitais Híbridos sp2 e sp3
BF3
CH4
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Híbridos Envolvendo os Orbitais d
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Ligações Múltiplas
Ligações s
Densidade eletrônica distribuída ao longo da linha de conexão dos átomos
Maior força na ligação
Ligações p
Ligação por superposição
Menor força na ligação
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Ligações duplas
H2C ═ CH2
Ligações Triplas
HC ≡ CH
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Ligações π Deslocalizadas
Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de ressonância envolvendo ligações π.
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Orbitais Moleculares (OM)
Orbital Molecular σ
Orbital
molecular
antiligante
Orbital molecular
ligante
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Orbitais Moleculares (OM)
• Pode acomodar no máximo dois elétrons (spins contrários);
• Têm energia definida;
• Podemos visualizar sua distribuição de densidade eletrônica.
Diagrama de níveis de energia
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Ordem de Ligação
A ordem de ligação determina a estabilidade de uma ligação covalente.
Ordem de Ligação = ½ (n.º de e- ligantes – n.º de e- anti-ligantes)
Resultados:
0 → ligação inexistente;
1 → ligação simples;
2 → ligação dupla;
3 → ligação tripla.
Ordem de ligação = ½ (2 – 2)
=½.0
=0
Resultados iguais a zero significam que a ligação
não é possível.
He2 NÃO EXISTE!
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Configurações Eletrônicas de B2 até Ne2 – Valência 2s
2p
• Os orbitais atômicos 2s têm menor
energia que os orbitais atômicos 2p;
• A superposição de dois orbitais 2pz é
maior que as dos dois orbitais 2px e
2py;
• Ambos os orbitais moleculares π2p e
π*2p são duplamente degenerados.
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Moléculas Diatômicas do Segundo Período
Para moléculas homonucleares de valências s e p valem:
• O número de orbitais moleculares formados é igual ao número de orbitais
atômicos combinados;
• Os orbitais atômicos se combinam mais efetivamente a outros de energias
similares;
• A eficiência com a qual dois orbitais atômicos se combinam é proporcional à
superposição entre eles;
• Quando OMs de mesma energia são ocupados, um elétron entra em cada orbital
antes de ocorrer um emparelhamento.
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Orbitais Moleculares
Orbitais moleculares para:
Li2 → 1s2 2s1
• 1s e 2s: diferentes energias;
• 1s formam orbitais ligante σ1s e anti-ligante σ*1s
 2s: mais distantes do núcleo / maior
superposição / maior separação de energia;
 1s: mais baixos em energia que 2s.
½ (4 – 2) = 1 (ligação simples)
Be2 → 1s²2s²
Segue mesmas regras de Li2, mas com oito elétrons dos OMs, logo:
½ (4 – 4) = 0 (não existe ligação)
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Moléculas Diatômicas Heteronucleares
-Ex: Óxido de Nitrogênio – NO
N=O
Tem 11 elétrons de valência e é altamente reativo.
As estruturas indicam ligação dupla, mas o pequeno
comprimento de ligação indica ordem maior que dois.
Se os átomos não diferenciam-se tanto em
eletronegatividade, seus OMs serão parecidos com os das
moléculas diatômicas homonucleares.
½ (8-3) = ½ 5 = 5/2 = 2 ½
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Referências Bibliográficas
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http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/hibridizacao.htm
http://www.dq.fct.unl.pt
http://dequi.faenquil.br
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/Hibridizacao2.htm
http://labinfo.cefetrs.edu.br
“Química: A Ciência Central”. Lemay, Brown, Bursten. São Paulo: Pearson, 2005. (9.ª ed.)
“Química: Um Curso Universitário”. Mahan, Myers. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. (4.ª ed.)
“Princípios de Química”. Masterton, Slowinski, Stanitski. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos Editora S.A., 1990. (6.ª ed.)
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