Prof. Élcio 1

Geometria das Moléculas e Teoria das

Ligações

Grupo:Michael Felipe Guarizo (EEL/17114) Rodrigo Davy Vaz de Oliveira Braga (EEL/17127) Hélio Hideki Takigone (EEL/17119)

CAPÍTULO 9

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Geometria das moléculas

A estrutura de Lewis só nos fornece o número e o tipo de ligação que determinada molécula realiza.

A forma espacial que tal molécula adquire no espaço, é determinada por seus ângulos de ligação, gerado pela repulsão dos elétrons (ligantes e não ligantes) presentes na camada de valência dos átomos, dando uma geometria 3D à molécula.

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Geometria molecular

Existem 5 tipos de geometria fundamentais que obedecem o esquema ABn para a distribuição espacial

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Geometria molecular

5-Octaédrica ou bipiramidal tetragonal (presente em moléculas com seis nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central,e todas realizamligação).

SF6

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Geometria molecular

4-Bipiramidal trigonal (presente em moléculas com cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações).

SF4

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Geometria molecular

3-Tetraédrica (presente em moléculas com quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações).

CH4

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Geometria molecular

2-Trigonal Plana ou Triangular (presente nas moléculas em que o átomo central possui três nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todas realizam ligações).

SO3

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Geometria molecular

1-Linear (presente em todas as moléculas biatômicas ou em moléculas em que o átomo central possua no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todas realizam ligações).

CO2

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Casos particulares (angular e piramidal)

Angular (moléculas que possuem par de elétrons não ligantes no átomo central).

H2O

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Casos particulares (angular e piramidal)

Piramidal (moléculas com quatro nuvens eletrônicas no átomo central, mas apenas três realizam ligações).

NH3

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Modelo RPENV

Para determinar a geometria que a molécula adquire, usamos os pares de elétrons ligantes e não ligantes, determinados pela forma estrutural de Lewis.

A molécula adquire a geometria em que a repulsão entre seus elétrons seja a mínima possível.

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Modelo RPENV

Efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação.

Uma molécula pode adquirir a mesma geometria que outra molécula, mas não necessariamente devem ter o mesmo ângulo de ligação. Isso ocorre devido aos pares de elétrons não-ligantes serem atraídos por um único núcleo, gerando uma força repulsiva maior entre os adjacentes, comprimindo o ângulo de ligação.

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Modelo RPENV

Moléculas com níveis de valência expandidos

*Moléculas com cinco nuvens eletrônicas, tendem a se estabilizar quando adquirem a geometria bipiramidal trigonal

*Moléculas com seis nuvens eletrônicas, tendem a se estabilizar quando adquirem a geometria bipiramidal tetragonal

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Modelo RPENV

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Modelo RPENV

Formas espaciais de moléculas maiores

Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central separadamente

CH3COOH (ácido acético)

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Polaridade Linha de eletronegatividade

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Polaridade Existe uma diferença de

eletronegatividade entre as moléculas. A essa diferença damos o nome de momento de dipolo.

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Polaridade Os momentos de dipolo são

grandezas vetoriais, portanto, uma molécula pode ter ligações polares e ser apolar, ou seja, se o momento de dipolo resultante for zero, dizemos que a molécula é apolar, mas se o momento de dipolo resultante for diferente de zero, a molécula é polar.

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Polaridade Concluímos então que a polaridade da

molécula depende de sua geometria Apolar – CO2

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Polaridade Polar – H2O

Momento de dipolototal ‡ 0

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Polaridade

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Ligação covalente e superposiçãode orbitais

Teoria da ligação de Valência

A teoria tenta explicar a ocorrência de ligações covalentes entre átomos. Esta ocorreria através da superposição de orbitais atômicos semi-preenchidos de átomos distintos que se ligariam, sendo que esta superposição causaria o aumento da densidade eletrônica entre os núcleos.

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Ligação covalente e superposição de orbitais

Relação entre a distância de átomos ligantes e a energia potencial

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Orbitais híbridos

Para explicarmos as geometrias de moléculas poliatômicas, freqüentemente supomos que os orbitais atômicos em um átomo se misturam para formar orbitais híbridos.

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Orbitais híbridos

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Orbitais híbridos

Hibridização é o processo pelo qual se combinam orbitais atômicos durante a aproximação dos átomos ligantes. O número de orbitais híbridos é igual ao número de orbitais atômicos que se misturam. Os orbitais híbridos tem regiões maiores do que os orbitais que o formaram.

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Orbitais híbridos

Orbitais Híbridos sp São orbitais formados pela mistura de

um orbital s e um orbital p, sendo que ambos os orbitais devem conter elétrons desemparelhados. Usamos a estrutura eletrônica do Be:

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Orbitais híbridos

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Orbitais híbridos

Orbitais híbridos sp2 e sp3

Os orbitais sp2 são coplanares afastados 120º. É responsável pela geometria trigonal plana.

Os orbitais sp3 apontam em direção aos vértices de um tetraedro.

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Orbitais híbridos

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Orbitais híbridos

Hibridização com orbitais d É possível com átomos do 3º

período ou subsequentes, e segue a mesma lógica mostrada para os outros orbitais híbridos.

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Orbitais híbridos

sp3d – bipirâmide trigonal

sp3d2 - octaedro

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Ligações múltiplas

Ligação sigma e pi A ligação sigma corresponde a uma ligação direta entre

os átomos, ou seja, os orbitais cruzam a reta que une os núcleos atômicos. Já a ligação pi corresponde a uma ligação lateral entre os orbitais atômicos; os orbitais dessa ligação são perpendiculares à reta internuclear. Os orbitais correspondentes a pi são menos estáveis que os orbitais sigma.

Uma ligação sigma corresponde em geral a uma ligação simples

Uma ligação sigma e uma pi formam uma ligação dupla Uma ligação sigma e duas pi formam uma ligação tripla

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Ligações múltiplas

Ligações pi delocalizadas

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Teoria do Orbital Molecular

Maneira mais complexa e atual de se considerar os orbitais nas moléculas.

Suponha que orbitais atômicos puros dos átomos na molécula combinam-se para produzir orbitais que são espalhados ou delocalizados sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira. Esses novos orbitais são os orbitais moleculares.

Um exemplo de aplicação é a previsão dos orbitais moleculares que dão a estrutura eletrônica da molécula de O2, que não segue a suposição de emparelhamento de elétrons da abordagem de Lewis.

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Princípios da Teoria do Orbital Molecular

O número total de orbitais moleculares é sempre igual ao número total de orbitais atômicos fornecidos pelos átomos que combinaram.

O orbital molecular ligante tem menor energia do que os orbitais atômicos originais, e os orbitais anti-ligantes são de maior energia.

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Princípios da Teoria do Orbital Molecular

Os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais de energia cada vez maior, de acordo com o principio da exclusão de Pauli e o princípio da maior multiplicidade de Hund.

Os orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares de forma mais eficaz, quando os orbitais atômicos possuem energias semelhantes.

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Orbitais moleculares para H2

Os orbitais dos dois átomos do H2 se sobrepõem formando assim 2 orbitais moleculares

Orbital molecular resultante da adição: O.M. ligante

Orbital molecular resultante da subtração: O.M. anti-ligante

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Teoria do Orbital Molecular

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Teoria do Orbital Molecular

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Ordem de ligação para Teoria do Orbital Molecular

Número líquido de pares de elétrons de ligação unindo um par de átomos.

Ordem de ligação = ½ (nº de e- em O.M. ligantes – nº de e- em O.M. anti-ligantes)

A estabilidade da ligação está relacionada à ordem de ligação. Quanto maior a ordem de ligação mais estável a ligação.

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Orbital Molecular de Li2

Os elétrons ơ1s e ơ1s* se anulam em relação a estabilizar a ligação.

A ligação deve-se ao par de elétrons atribuídos ao orbital ơ2s .

Ordem de ligação (OL) = 1

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Teoria do Orbital Molecular

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Orbital Molecular de Be2

Provavelmente não existe, pois todos os elétrons se cancelam para estabilizar a ligação, assim não há ligação líquida.

OL = 0

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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p

Quando os orbitais 2p se sobrepõem, seis orbitais moleculares resultam da combinação:

Um orbital ơ e um ơ*, resultante da interação de dois orbitais de cada átomo.

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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p

Dois orbitais π e dois orbitais π*, resultantes da interação de dois orbitais de cada átomo.

Quando ocorrem interações entre os orbitais “s” e “p” do mesmo nível, a ordem de energia dos orbitais moleculares pode se alterar.

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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p

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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p

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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares

Quanto ao comportamento das moléculas em um campo magnético, elas podem apresentar:

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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares

Paramagnetismo: possuem elétrons não emparelhados, sendo assim fortemente atraídas pelo campo magnético.

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Configurações Eletrônicas e Propriedades Moleculares

Diamagnetismo: não possuem elétrons desemparelhados, sendo assim fracamente repelidas pelo campo magnético.

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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares

À medida que a distância de ligação diminui, a ordem de ligação e a energia de dissociação da ligação aumentam.

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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p

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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares

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Referência bibliográfica

Livro Química a Ciência Central