Ligação química III

Universidade Federal do Rio de Janeiro

Instituto de Química

Departamento de Química Geral e Inorgânica

Química Geral I – IQG 111

As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque uma ligação se forma.

Teoria da Ligação de Valência

Como devemos considerar a forma em termos da mecância quântica? Quais são os orbitais envolvidos

nas ligações?

TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem.

Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.

Formação da molécula de H2

Dois núcleos se aproximam

seus orbitais atômicos se superpõem

superposição aumenta

energia de interação diminui

uma determinada distância

energia mínima é alcançada.

A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de ligação).

as forças de atração entre os núcleos e os elétrons equilibram exatamente as forças repulsivas

(núcleo-núcleo, elétron-elétron).

Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos começam a se repelir e a energia

aumenta.

À distância de ligação

Sobreposição de orbitais

Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para

adotarem uma geometria adequada para a ligação.

A hibridização é determinada pelo arranjo.

Hibridização de orbitais atômicos

IMPORTANTE Misturando n orbitais atômicos, devemos

obter n orbitais híbridos.

O Be 1s22s2.

Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações.

Orbitais atômicos não são adequados para descreverem os orbitais nas moléculas.

O ângulo de ligação F-Be-F é de 180º (modelo de RPENV).

Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe):

Orbitais híbridos sp

Formados a partir de um orbital s e um orbital p.

Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância entre si.

Um elétron de Be é compartilhado com cada um dos elétrons desemparelhados do F.

Orbitais híbridos sp²

Formados a partir de um orbital s e dois orbitais p.

Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um plano trigonal.

Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais sp2 no átomo central.

Considere a molécula de BF3

Orbitais híbridos sp³

Formados a partir de um orbital s e três orbitais p.

Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro

O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5°

Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp3

Considere a molécula de H2 O

Orbitais híbridos envolvendo orbitais d

Átomos do terceiro período em diante.

Ex: PF5

Estado fundamental

Estado excitado

Orbitais hibridos

3s 3p 3d

3s 3p 3d

sp³d 3d

P = [Ne] 3s² 3p³

1. Desenhe a estrutura de Lewis para a molécula ou íon.

2. Determine o arranjo usando o modelo RPENV.

3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons com base em seu arranjo geométrico.

Exemplos:

a) BF3

b) NH3

c) BrF3

d) SF4

1) Determine a hibridização do átomo em destacado nas espécies :

a) sp³ b) sp c) sp² d) sp³d² e) sp³d

1) Determine as orientações relativas dos seguintes orbitais híbridos:

Todas as ligações simples são ligações σ.

Ligações σ: a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os

núcleos.

Uma ligação dupla consiste de uma ligação σ e de uma ligação π .

Uma ligação tripla tem uma ligação σ e duas ligações π.

Ligações π: a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do

plano dos núcleos.

Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações π vêm de orbitais não-hibridizados.

Ligações multiplas

C2H4 (etileno) uma ligação σ e uma ligação π (entre os C); ambos os átomos de C estão hibridizados sp2; ambos os átomos de C possuem arranjos e geometrias trigonais

planas

Exemplos:

etileno, C2H4

C2H2 (acetileno)

o arranjo de cada C é linear;

conseqüentemente, os átomos de C são hibridizados sp;

os orbitais híbridos sp formam as ligações σ C-C e C-H;

há dois orbitais p não-hibridizadas;

ambos os orbitais p não-hibridizados formam as duas ligações π;

uma ligação π está acima e abaixo do plano dos núcleos;

uma ligação π está à frente e atrás do plano dos núcleos.

Quando são formadas ligações triplas (por exemplo, no N2), uma ligação π está

sempre acima e abaixo e a outra está à frente e atrás do plano dos núcleos.

acetileno, C2H2

formaldeído CH2O

Até agora, todas as ligações encontradas estão localizadas entre os dois núcleos.

No caso do benzeno: existem 6 ligações σ C-C, 6 ligações σ C-H, cada átomo de C é hibridizado sp2 e existem 6 orbitais p não-hibridizados na molécula toda.

No benzeno há duas opções para as três ligações π:

localizadas entre os átomos de C ou

deslocalizadas acima de todo o anel (neste caso, os elétrons π são compartilhados por todos os seis átomos de C).

Experimentalmente, todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento no benzeno.

Conseqüentemente, todas as ligações C-C são do mesmo tipo (lembre-se de que as ligações simples são mais longas do que as

ligações duplas).

Cada dois átomos compartilham no mínimo 2 elétrons.

Dois elétrons entre átomos no mesmo eixo dos núcleos são

ligações σ.

As ligações σ são sempre localizadas.

Se dois átomos compartilham mais do que um par de elétrons, o segundo e o terceiro pares formam ligações π.

Quando as estruturas de ressonância são possíveis, a

deslocalização também é possível.

Conclusões gerais

Exemplos:

a) Quais os ângulos de ligação aproximados de cada átomo de carbono?

b) Quais as hibridizações dos orbitais em cada um deles?

c) Qual o número total de ligações sigma e pi na molécula?

1) Considere a estrutura de Lewis da glicina:

Exemplos:

2) Utilize o modelo RPENV para determinar o arranjo, domínio de elétrons , a geometria molecular e os orbitais envolvidos nas ligações:

a) NH3

b) O3

c) SnCl3

d) Sf4

e) IF5

f) ClF3

g) ICl4-

3) Determine a geometria dos átomos centrais e os orbitais envolvidos nas ligações químicas:

a) Ácido acético b) Etanol c) Propino