Prof. Cristian Berto da Silveira

QUÍMICA GERAL

UNIDADE 6 – GEOMETRIA MOLECULAR E

TEORIA DAS LIGAÇÕES

Química Geral

Modelo da Repulsão por Pares de Elétrons da Camada de Valência (Modelo VSPER)

O modelo VSPER auxilia na determinação da estrutura geométrica das moléculas.

* Os pares de elétrons da camada de valência tendem a se orientar de maneira

que a energia total da molécula seja mínima.

* Os pares eletrônicos não compartilhados são mais volumosos do que os

pares compartilhados. A repulsão é maior entre dois pares não

compartilhados.* A força de repulsão diminui rapidamente com o aumento do ângulo de

ligação entre os pares.

No modelo VSPER as ligações e os pares de elétrons isolados se orientam de

maneira que as repulsões elétron-elétron são as menores possíveis, enquanto

que as atrações núcleo-elétron são as maiores.

UNIDADE 6 – MODELO VSPER E HIBRIDIZAÇÃO

Química Geral

Molécula de Amônia NH3

Molécula de Água H2O

Molécula de Metano CH4

Química Geral

a) As interações químicas são fortes em 90o;

b) As interações químicas são mais fracas em 120o;

c) As interações químicas são mais fracas em 180o;

Química Geral

Ex: Escrever a estrutura de Lewis para descobrir quantos pares de elétrons estão

localizados ao redor do átomo central nas moléculas de Tricloreto de Arsênio AsCl3 e

Tetrafluoresto de Enxofre:

AsCl3

As (Z = 33)

[Ar] 3d10, 4s2, 4p3 (5 elétrons na camada de valência – Camada N; Grupo 15)

Cl (Z = 17)

[Ar] 3s2, 3p5 (7 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 17)

O átomo de Arsênio (As) apresenta 4 pares de

elétrons:

- 3 pares compartilhados; - 1 par isolado;

Portanto, Número Esteárico = 4

Número Esteárico: É definido como o número de pares de elétrons isolados ou não

ao redor do Átomo Central.

Química Geral

No modelo VSEPR as forças de repulsão estão descritas na seguinte ordem:

PAR ISOLADO – PAR ISOLADO > PAR ISOLADO – PAR LIGANTE >

PAR LIGANTE – PAR LIGANTE.

SF4

S – 6 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 16)

F – 7 elétrons na camada de valência – Camada L; Grupo 17)

O átomo de Enxofre (S) apresenta 5 pares de

elétrons:

- 4 pares compartilhados;

- 1 par isolado;

Portanto, Número Esteárico = 5

Química Geral

Qual a geometria das moléculas AsCl3 e SF4?

AsCl3

Arranjo Eletrônico - TETRAÉDRICO.

Forma da Molécula - PIRÂMIDE TRIGONAL.

Quadrado Planar os ângulos de repulsão

são de 90 o.

Tetraédrica os ângulos de repulsão são de 109,5o.

Química Geral

Posição Equatorial dois pares de elétrons com um ângulo de 90o

Posição Axial três pares de elétrons com um ângulo de 90o

SF4

Arranjo Eletrônico – BIPIRÂMIDE TRIGONAL

Forma da Molécula – GANGORRA

Química Geral

Molécula SF4

Química Geral

Exercício: Qual o arranjo eletrônico e a forma da molécula IF5 e SO2.

Molécula IF5:

I – 7 elétrons na última camada – Grupo 17;

F - 7 elétrons na última camada – Grupo 17;

6 pares de elétrons:

5 compartilhadas;

1 Isolado.

Arranjo Eletrônico: Octaédrico

Forma da Molécula: Pirâmide Tetragonal

Molécula SO2:

O – 6 elétrons na última camada – Grupo 16;

S – 6 elétrons na última camada – Grupo 16;

3 pares de elétrons:

2 compartilhadas;

1 Isolado.

Arranjo Eletrônico: Trigonal Planar

Forma da Molécula: Angular

Química Geral

Química Geral

Uma vez conhecida a estrutura da molécula fica fácil prever se ela é polar ou

não.

Estrutura Linear: Molécula Apolar

AX2

Estrutura Linear: Molécula Polar

AXY

Estrutura Angular: Molécula Polar

AX2E2

Química Geral

Estrutura Pirâmide Trigonal: Molécula Polar

AX3E

Estrutura Trigonal Plana: Molécula Apolar

AX3

Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula

Apolar

AX5

Química Geral

Estrutura Octaédrica: Molécula Apolar

AX6

Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula

Polar

AX4Y

Química Geral

Estrutura Tetraédrica: Molécula Apolar

AX4

Estrutura Tetraédrica: Molécula Polar

AX3Y

Química Geral

TEORIA DAS LIGAÇÕES

Existem quatro modelos de descrição de Ligações Químicas Covalentes.

1. Teoria da Ligação pela Valência;

2. Teoria do Orbital Molecular;

3. Teoria do Campo Cristalino;

1. Teoria da Ligação pela Valência

Esta teoria considera que quando um par de elétrons forma uma ligação, os

orbitais atômicos de cada átomo permanecem inalterados e o par de elétron ocupa

um orbital em cada um dos átomos simultaneamente

4. Teoria do Campo Ligante;

Química Geral

1. Ligações Sigma (σ)

Molécula de H2

H (Z = 1) – 1s1. Um elétron no orbital (s) e, segundo a mecânica Quântica o orbital s

descreve uma orbita esférica.

Ligação σ- s - s

Orbital Atômico Orbital Atômico Orbital Molecular - σ

Química Geral

As ligações tipo (σ) ocorrem nas moléculas de haletos de hidrogênio (HF, HCl, HBr e

HI).

Ligação σ- s - pOrbital Atômico Orbital Atômico

Orbital Molecular

Para a molécula Cl2

σ

Química Geral

Para a molécula N2

N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3 1 1 1 1 1

1 1

1s 2s 2p

π

σ

π

Formação de Três Ligações:

1 Ligação σ

2 Ligações π

1 1 1 1 1

1 1

N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3

px py pz

Química Geral

LIGAÇÕES SIMPLES: São ligações que ocorrem no mesmo eixo.

- Ligações σ s - s: Entre dois orbitais s;

- Ligações σ s - p: Entre dois orbitais, um s e um p;

- Ligações σ p - p: Entre dois orbitais p;

LIGAÇÕES DUPLAS:

- 1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo;

- 1 Ligação π: Ocorre em eixos paralelos;

LIGAÇÕES TRIPLAS:

- 1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo;

- 2 Ligações π: Ocorrem em eixos paralelos;

A TEORIA DA LIGAÇÃO PELA VALÊNCIA NÃO CONSEGUE EXPLICAR COMO OCORRE A FORMAÇÃO DA MOLÉCULA CH4.

Química Geral

Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de metano (CH4).

C (Z = 6) – 1s2, 2s2, 2p2 (4 elétrons na última camada)

H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada)

1 11

1

1

1

1 11 11

1

Existe a possibilidade de realizar duas ligações covalentes.

Quando ocorre a adição de uma pequena energia o elétron do orbital 2s excita-se e

passa para o orbital 2p, pois a energia é maior para manter o elétron emparelhado no

orbital 2s. Desta forma, o átomo de carbono pode realizar as quatro ligações para

formar a molécula de CH4. Este fenômeno é chamado de HIBRIDIZAÇÃO.

1

ORBITAL HÍBRIDO sp3

4 Ligações com o H.

ORBITAL HÍBRIDO sp3

Química Geral

Química Geral

Química Geral

Química Geral

Química Geral

Na molécula de metano ocorrem quatro ligações covalentes entre o átomo

de carbono e quatro átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp3.

Química Geral

ORBITAL HÍBRIDO sp2

Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BH3.

B (Z = 5) – 1s2, 2s2, 2p1 (3 elétrons na última camada) 11

1

1

1

Existe a possibilidade de realizar apenas uma ligação covalente.

Com a formação do Hibrido sp2 existe a possibilidade da realização de três ligações

covalentes.

1 111

1 ORBITAL HIBRIDO sp2

H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 1 3 Ligações com o H.

Química Geral

Química Geral

Química Geral

Química Geral

Na molécula de BH3 ocorrem três ligações covalentes entre o átomo de boro

e três átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp2.

Química Geral

ORBITAL HÍBRIDO sp

Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BeH2.

Be (Z = 4) – 1s2, 2s2 (2 elétrons na última camada) 1

1

1

1

Não existe a possibilidade de realizar ligações covalentes.

Com a formação do Hibrido sp2 existe a possibilidade da realização de três ligações

covalentes.

111

1 ORBITAL HIBRIDO sp

H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 2 Ligações com o H.1

Química Geral

Química Geral

Química Geral

Na molécula de BeH2 ocorrem duas ligações covalentes entre o átomo de

berílio e dois átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp.

Química Geral

ORBITAL HÍBRIDO dsp3 e d2sp3

O orbital d é utilizado quando o átomo central tem que acomodar cinco ou mais pares

de elétrons. Ocorre a expansão a regra do octeto.

5 x Cl - 1 1 1 1

13s2 3p5

1 1

P - 1 1 1 1 1

3s1 3p3 3d

HIBRIDIZAÇÃO dsp3

Molécula PCl5

P - 1 1 1 1

3s2 3p3 3d

1

Química Geral

Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz e dxy

Química Geral

Química Geral

HIBRIDIZAÇÃO d2sp3

6 x F- 1 1 1 1

1

3s2 3p5

1 1

S - 1 1 1 1 1

3s1 3p3 3d2

1

Molécula SF6

S - 1 1 1 1

1

3s2 3p4 3d

1

Química Geral

Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz, dyz e dxy

Química Geral

Química Geral

No de Orbitais Atômicos

Combinados

Arranjo Eletrônico

Tipo de Hibridização

No de Orbitais Híbridos ao Redor do Átomo Central

2 Linear sp 2

3 Trigonal Planar

sp2 3

4 Tetraédrico sp3 4

5 Bipirâmide Trigonal

dsp3 5

6 Octaédrico d2sp3 6

Tabela de Hibridizações:

Química Geral

RESUMO

Os orbitais híbridos fornecem um modelo conveniente para usar a Teoria da Ligação

pela Valência para descrever as ligações covalentes em moléculas cuja as geometrias

estão em conformidade com os arranjos previstos pelo modelo VSEPR.

Passos utilizados para auxiliar na determinação dos orbitais híbridos em uma

ligação:

1. Desenhar a estrutura de Lewis para molécula ou íon;

2. Determine o arranjo utilizando o modelo VSEPR;

3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons

compartilhados;

Exercício: A partir da fórmula molecular descrever a Estrutura de Lewis, o Arranjo

Eletrônico, a Geometria da Molécula e a Hibridização (TLV):

a) BeF2 b) SO3 c) NH3 d) BrF3 e) ClF5

Química Geral

2. Teoria do Orbital Molecular

A Teoria dos Orbitais Moleculares foi desenvolvida no final dos anos 20, com

o objetivo de explicar os fenômenos que algumas moléculas apresentavam e que não

puderam ser explicados pela Teoria da Ligação pela Valência, como por exemplo, o

fato da molécula de O2 ser PARAMAGNÉTICA (elétrons desemparelhados) e não

DIAMAGNÉTICA (elétrons emparelhados), conforme definido por Lewis, abordado

pela Teoria da Ligação pela Valência.

Propriedade Magnética do O2 líquido.

Química Geral

A principal diferença entre a Teoria da Ligação Pela Valência (TLV) e a

Teoria do Orbital Molecular (TOM) é que a TLV assume, como a proposta de Lewis,

que os elétrons e uma ligação estão localizados entre dois átomos ligados, enquanto

que a TOM assume que os elétrons pertencem a molécula como um todo. Pela TOM

os elétrons ocupam orbitais chamados de ORBITAIS MOLECULARES, que se

espalham por toda a molécula.

Os ORBITAIS MOLECULARES são construídos a partir da

SUPERPOSIÇÃO de orbitais atômicos pertencente a camada de valência dos átomos

presentes na molécula.

Como os Orbitais Atômicos são definidos como funções de onda, quando

eles sofrem uma Interferência Construtiva ocorre o surgimento dos Orbitais

Ligantes. Quando esta Interferência for Destrutiva ocorre o surgimento de Orbitais

Antiligantes.

Química Geral

Orbitais Atômicos do H Orbitais Moleculares do H2

En

erg

ia

1s 1s

σ1s*

σ1s

Nó

ORBITAIS MOLECULARES SIGMA

σ1S - Orbital Molecular Ligante σ1S* - Orbital Molecular Antiligante

Nos Orbitais Moleculares Ligantes, de menor energia, encontra-se uma

elevada densidade eletrônica, ou seja, região onde existe a probabilidade de se

encontrar o elétron. Já os Orbitais Moleculares Antiligantes apresentam elevada

energia e os elétrons encontrados nessa região não contribuem para a formação da

ligação química.

Química Geral

Orbital Atômico Orbital AtômicoOrbital Molecular

1

1

1 1

Energia Energia

H (Z = 1 ) – 1s1 H (Z = 1 ) – 1s1

Átomo de H Átomo de H

σ1s

σ1s*

σ1s – Orbital Ligante

σ1s* – Orbital Antiligante

Diagrama do Orbital Molecular para Molécula de H2

Química Geral

Ordem de Ligação (O.L): É o número de ligações que unem um par específico de

átomos.

Desta forma a ordem de ligação para a Molécula de H2 é:

O.L2

n – n*=

n – número de elétrons ligantes;

n* - número de elétrons antiligantes.

O.L2

n – n*= O.L

2

2 – 0= O.L = 1

Química Geral

Orbital Atômico Orbital AtômicoOrbital Molecular

1

1

1 1

Energia Energia

He (Z = 1 ) – 1s2 He (Z = 1 ) – 1s2

Átomo de H Átomo de H

σ1s

σ1s*

σ1s – Orbital Ligante

σ1s* – Orbital Antiligante

Diagrama do Orbital Molecular para Molécula de He2

11

1 1

Química Geral

Desta forma a ordem de ligação para a Molécula de He2 é:

O.L2

n – n*= O.L

2

2 – 2= O.L = 0

Exemplo: Demostrar a formação da molécula de O2

a- Segundo Lewis para O2:

b- Segundo Teoria da Ligação pela Valência:

O (Z = 8) 1s2, 2s2, 2p4 1 1 1 1

1 1

1 1 1 1

1 1

- Segundo Lewis a molécula de Oxigênio é DIAMAGNÉTICA

Química Geral

2s

2p

Energia

2s

2p

Energia

OxigênioOxigênio 2sσ

2sσ*

2pσ

2pσ*

2pπ

2pπ*

c- Segundo Teoria do Orbital Molecular:

Orbital Atômico Orbital AtômicoOrbital Molecular

Química Geral

Desta forma a ordem de ligação para a molécula de O2 é:

O.L2

n – n*=

O.L2

8 – 4=

- Ordem de Ligação é igual a 2 e o Oxigênio é PARAMAGNÉTICO;

Química Geral

3. Teoria do Campo Cristalino: Esta teoria e aplicada a complexos formados por

metais que utilizam os orbital d para formar as ligações químicas. Foi desenvolvida

para explicar a formação das cores nos compostos sólidos, particularmente o rubi, que

obtém a sua cor dos íons Cr3+.

4. Teoria do Campo Ligante: Esta teoria também é aplicada a complexos formados

por metais que utilizam os orbital d para formar as ligações químicas. Ela descreve as

ligações nos complexos em termos de orbitais moleculares construídos pelos orbitais

d, do átomo do metal e pelos orbitais dos ligantes.

Química Geral

FORÇAS DAS LIGAÇÕES

A força de uma ligação entre dois átomos é medida pela sua Energia de

Dissociação: quanto maior a Energia de Dissociação, mais Forte a Ligação.

Ligações Energias Médias de Dissociação de Ligação (kJ.mol-1)

H2 424

N2 932

O2 484

CO 1062

F2 146

Cl2 230

Br2 181

Química Geral

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES

As fases da matéria incluem três estados físicos: SÓLIDO, LÍQUIDO e GASOSO

Química Geral

Muitas substâncias têm mais de uma fase:

Exemplo: ÁGUA

Química Geral

Exemplo: Carbono

Carbono Grafite Carbono Diamante

As fases Sólidas e Líquidas formam as FASES CONDENSADAS.

As forças intermoleculares são responsáveis pelas junção das

moléculas

Química Geral

Dentre as principais forças de interação entre as moléculas destacam-se:

1. Íon – Íon;

2. Íon – Dipolo;

3. Dipolo – Dipolo;

4. London;

5. Ligações de Hidrogênio;

1. As Forças Íon – Íon

Os íons empilham-se em estruturas cristalinas regulares. Os sólidos iônicos

apresentam alto ponto de fusão, ebulição e são quebradiços. As interações entre

íon-íon são extremamente fortes e aumentam quando os íons são pequenos e

altamente carregados.

6. Ligações Metálicas;

Química Geral

Cloreto de Sódio (NaCl)

Química Geral

2. As Forças Íon – Dipolo

As interações Íon-Dipolo ocorrem quando temos um composto iônico

dissolvido em compostos polares. Elas são fortes para íons pequenos altamente

carregados. Uma consequência é que cátions pequenos, altamente carregados,

estão frequentemente hidratados.

Os átomos de Li+ e Na+

normalmente formam sais

hidratados, enquanto que os

demais átomos do grupo I, K+,

Rb+ e Cs+ formam sais anidros, ou

seja, livres de água.

Os sais de amônio (NH4+),

normalmente, formam siais

anidros.

Química Geral

Exemplo: Os cátions de Bário (Ba) e Potássio (K) apresentam raios similares (136

pm para o Ba2+ e 138 pm K +). Os sais de K não são hidratados, entretanto, os sais

de Ba são frequentemente hidratados. Esta diferença ocorre devido a maior carga

do íon Ba2+.

- Cloreto de Potássio – KCl são sais anidros;

- Cloreto de Bário – BaCl2.2H2O são sais hidratados;

O átomo de Lantânio, vizinho do átomo de Bário, é menor (raio 122 pm) e apresenta

carga maior (La3+), desta forma, podemos esperar que ele apresente interações íon

– dipolo forte, consequentemente. Portanto este elemento forma sais hidratados.

- Nitrato de Lantânio Hexa-hidratado - La(NO3)3.6H2O;

- Sulfato de Lantânio Hepta-hidratatado – La2(SO4)3.9 H2O;

Química Geral

3. As Forças Dipolo – Dipolo

As interações Dipolo-Dipolo ocorrem entre moléculas polares estacionárias,

a atração se dá entre as cargas parciais de suas moléculas. As interações Dipolo-

Dipolo são as mais fracas do que as interações entre íons e caem rapidamente com

a distância, especialmente nas fases líquidas e gasosa.

δ+δ-

δ+ δ-

δ+δ-δ+δ-

Química Geral

Química Geral

4. As Forças de London

As forças de London são sempre atrativas, esta interação é a única

explicação para a atração entre as moléculas apolares. As forças de London

existem quando ocorrem a atração entre dipolos elétricos instantâneos em

moléculas vizinhas e agem entre todos os tipos de moléculas, suas forças

aumentam com o número de elétrons em uma molécula.

As forças de London são as responsáveis por manter as moléculas de

hidrocarbonetos juntas. Esta interação é responsável por manter a gasolina líquida a

temperatura ambiente.

Agora é possível entender porque os halogênios variam de gases (F2 e Cl2)

a líquido (Br2) e sólido (I2), à temperatura ambiente. Nestas moléculas aumentamos

o número de elétrons, consequentemente, ocorre o aumento das forças de London

neste grupo.

Química Geral

C Cl

ClCl

Cl

C H

HH

H

O efeito das forças de London fica claro quando comparamos as moléculas

de metano (CH4) e tetracloreto de carbono (CCl4). A intensidade das interações de

London surpreende quando substituímos os átomos de hidrogênio das moléculas de

metano pelos átomos de cloro, que são mais pesados e consequentemente

apresentam um maior número de elétrons para formar o tetracloreto de carbono. O

ponto de ebulição da molécula de metano é -161 oC e o tetracloreto de carbono, que

possui mais elétrons e é líquido a temperatura ambiente ebule a 77 oC. O

tetrabromometano (CBr4) é sólido a temperatura ambiente.

Química Geral

5. A Ligação de Hidrogênio

Nas ligações de hidrogênio, que também são chamadas de pontes de

hidrogênio, os átomos de hidrogênio estão ligadas a átomos de oxigênio, nitrogênio

e flúor, são os tipos mais fortes das forças intermolecular.

Para H2O

Pontes de Hidrogênio

Química Geral

Tipo de Interação

Energia Típica kJ.mol-1

Espécies que Interagem

Íon – Íon 250 Somente íons

Íon – Dipolo 15 Íons e moléculas polares

Dipolo – Dipolo 2

0,3

Molécula polares estacionárias

Molécula polares rotando

London 2 Todos os tipos de moléculas

Pontes de Hidrogênio

20 N, O, F; a ligação é o átomo de H Compartilhado

Forças Interiônicas e Intermoleculares

Química Geral

6. Ligação Metálica

As ligações metálica ocorre entre dois átomos de metais. Nessa ligação

todos os átomos envolvidos perdem elétrons de suas camadas mais externas, que se

deslocam mais ou menos livremente entre eles, formando uma nuvem eletrônica.

Esta nuvem eletrônica é conhecida como mar de elétrons.

As ligas metálica são misturas de metais formulados para formar um

composto com as propriedades desejadas. Geralmente uma liga é mais dura e

resistente do que um metal puro, mas tem menor condutividade.

Latão – Liga de Cobre e Zinco Bronze – Liga de Cobre e Estanho