Repulsão de Elétrons da Camada de Campus JK Diamantina...
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03/02/2014
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Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri
Campus JK – Diamantina - MG
Profa. Dra. Flaviana Tavares Vieira
-A molécula adota a geometria que minimiza a
repulsão sob um dado par de elétrons isolado e os
pares de elétrons de ligação.
1º: Determine a estrutura de Lewis para a
molécula ou íon;
2º: Escolha a geometria apropriada dos pares de
elétrons e depois a forma molecular que se
adapta ao nº total de pares simples e isolados;
3º: Determine os ângulos das ligações.
Repulsão de Elétrons da Camada de
Valência – RPECV ou VSPER
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-O modelo de repulsão do par de elétrons do nível de valência, relaciona as geometrias moleculares com base nas repulsões entre os domínios de elétrons, que são regiões ao redor de um átomo central nas quais os elétrons são prováveis de ser encontrados.
-Tanto pares ligantes de elétrons, que são os envolvidos nas ligações, quanto os pares não-ligantes, também chamados pares solitários, criam domínios de elétrons ao redor de um átomo.
Repulsão de Elétrons da Camada de
Valência – RPECV ou VSPER
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-De acordo com o modelo da RPECV, os domínios dos elétrons orientam a si próprios para minimizar as repulsões eletrostáticas, isto é, eles permanecem tão afastados entre si quanto possível.
-Os domínios de elétrons de pares não-ligantes exercem repulsões ligeiramente maiores que as exercidas por pares ligantes, que elevam a determinadas posições preferenciais para os pares não-ligantes e a desvios dos valores idealizados para ângulos de ligação.
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-Os domínios de elétrons de ligações
múltiplas exercem repulsão maiores que as
exercidas por ligações simples.
-O arranjo dos domínios de elétrons ao redor
do átomo central é chamado geometria do
domínio do elétron ou arranjo.
-O arranjo dos átomos é chamado geometria
molecular.
Geometria Forma Exemplo
Linear (180º) HCN, CO2
Trigonal plano (120º)
BF3, SO3, NO3–,
CO32–
NC= 2
NC= 3
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Geometria Forma Exemplo
Tetraédrica
(109,5º)
CH4, SO42–, NSF3
Quadrado planar
Pirâmide
quadrada
XeF4
Sb(Ph)5
NC= 4
NC= 4
NC= 5
Geometria Forma Exemplo
Bipirâmide
trigonal
(90o, 120o)
PCl5, SOF4
Octaédrica (90º)
SF6, PCl6–
NC= 5
NC= 6
Estrutura de Lewis
Geometria: trigonal bipiramidal
Exemplos com elétrons livres
Pares de elétrons livres: 1 2 3
Geometria: Gangorra Forma de “T” Linear
Pares de elétrons livres ocupam primeiro o plano
trigonal – posição equatorial – para minimizar a
repulsão de 90o.
Estrutura de Lewis
Todos os ângulos = 90o.
Geometria: octaédrica
-6 pares de
elétrons em torno
do átomo de S:
exceção à regra
do octeto.
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
Orbitais
Orbital: região do espaço em que há probabilidade
elevada de se encontrar o eletron.
Orbitais Atômicos
-São formados a partir da combinação de orbitais atômicos.
*O número de orbitais moleculares que resultam é sempre igual ao número
de orbitais atômicos combinados.
Orbitais Moleculares
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-O modelo da RPECV tem como base a estrutura de Lewis, mas não permite explicar porque ocorrem as ligações químicas.
-Descreve da mesma forma, por exemplo a ligação entre as ligações de hidrogênio nas moléculas de H2 e HF. No entanto estas moléculas possuem energias de dissociação e comprimentos de ligação diferentes.
Repulsão de Elétrons da Camada de
Valência – RPECV ou VSPER
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-Por isso, atualmente, utilizam-se 2 teorias da mecânica quântica para descrever as ligações covalentes e a estrutura eletrônica das moléculas:
-Teoria da ligação de valência - TLV
-Teoria dos orbitais moleculares - TOM
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-De acordo com a TLV os elétrons numa molécula ocupam orbitais atômicos dos átomos individuais.
-Pela TOM pressupõe-se a formação de orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos.
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-A TLV é uma extensão da idéia de
Lewis sobre ligações de pares de
elétrons.
-Na TLV, as ligações covalentes são
formadas quando orbitais atômicos nos
átomos vizinhos se superpõem.
Teoria de Ligação de Valência -TLV
-Sobreposição de orbitais: aumenta a probabilidade de
encontrar os elétrons de ligação no espaço entre os dois
núcleos.
-A idéia de que as ligações são formadas pela
sobreposição de orbitais atômicos é a base para a teoria de
ligação de valência.
-A ligação covalente que se origina da sobreposição de 2
orbitais, um de cada um dos 2 átomos como no H2, é
chamada de ligação sigma (σ).
-A densidade eletrônica de uma ligação σ é maior em
torno do eixo da ligação.
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Formação de Ligação Covalente
1s + 2py
Sem ligação Sem ligação Ligação π
Ligação σ Ligação σ
Interferências Construtivas e
Destrutivas de Função de Onda
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-Para entender as idéias da teoria de ligação de valência às moléculas poliatômicas, devemos visualizar a mistura dos orbitais s,p, e algumas vezes d, para formar orbitais híbridos.
-O processo de hibridização leva a orbitais atômicos que têm lóbulo grande direcionado para superpor a orbitais em outros átomos a fim de haver uma ligação.
Orbitais Híbridos
Os orbitais atômicos podem se mesclar
ou hibridizar para formar os orbitais hibridos.
Quando 2 orbitais atômicos combinam-se, 2
novos orbitais são produzidos nesse átomo.
Hibridização
Teoria VSPER:
Estrutura de Lewis Modelo molecular Geometria dos pares de elétrons
Configuração da camada de valência do carbono no estado fundamental
Hibridização de Orbitais Atômicos
Os orbitais 2px, 2py e 2pz encontram-se ao longo dos eixos x, y e z, a 90o entre si.
Os orbitais 2p em um átomo.
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-Os orbitais híbridos podem também
acomodar pares não ligantes.
-A hibridização pode estar associada a
diferentes formas arranjos:
Linear (sp)
Trigonal plana (sp2)
Tetraédrica (sp3)
Bipiramidal trigonal (sp3d)
Octaédrica (sp3d2) 38
Ex: BeF2 4Be: 1s2 2s2
9F: 1s2 2s2 2p5
Configuração do berílio:
Orbitais Híbridos sp
Orbitais híbridos do Be
*Cada ligação no BeH2 resulta da
sobreposição de 1 orbital 1s do H
e do orbital híbrido sp do Be.
Orbitais Híbridos sp
40
Ex: BF3 5B: 1s2 2s2 2p1 9F: 1s2 2s2 2p5
Configuração
do boro
Orbitais Híbridos sp2
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Ex: CH4 6C: 1s2 2s2 2p2 1H: 1s1
Configuração do
carbono
Orbitais Híbridos sp3
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Orbitais
híbridos
Orbitais atômicos
utilizados
Número de
orbitais
híbridos
Geometria dos
pares de
elétrons
sp
sp2
sp3
sp3d
Sp3d2
s + p
s + p + p
s + p + p + p
s + p + p + p + d
s + p + p + p + d + d
2
3
4
5
6
Linear
Trigonal planar
Tetraédrica
Bipiramidal
trigonal
Octaédrica
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-A forma, o tamanho de uma molécula, a força e a polaridade de suas ligações, determinam as propriedades da substância.
-Alguns dos mais significativos exemplos são vistos em reações bioquímicas, na efetividade dos medicamentos, efeitos colaterais, etc.
Geometria Molecular
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-As ligações covalentes nas quais a
densidade eletrônica localiza-se ao
longo da linha conectando os
átomos (eixo internuclear) são
chamadas ligações sigma ( ).
-Elas também podem ser formadas
pelas superposições paralelas dos
orbitais p. Tal ligação é chamada
ligação pi ( ).
Ligações Múltiplas
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Modelo da molécula
de Hidrogênio (H2)
Modelo da molécula
de oxigênio (O2)
Modelo da
molécula de
Nitrogênio (N2)
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-Os orbitais sobrepõem-se para formar uma ligação
entre 2 átomos;
-2 elétrons, de spins opostos, podem ser acomodados
nos orbitais sobrepostos, em geral, 1 elétron é
fornecido por cada 1 dos átomos ligados;
-Devido a sobreposição dos orbitais, os elétrons de
ligação têm maior probabilidade de ser encontrados
em uma região do espaço influenciada por ambos os
núcleos.
Pontos Principais da abordagem da TLV
Combinando Orbitais Atômicos para formar
Orbitais Híbridos do Átomo Central
-Na formação da ligação química, a combinação
linear de 2 ou mais orbitais atômicos em um átomo
produz orbitais atômicos híbridos.
REGRA: O número de orbitais atômicos que são
combinados é igual ao número de orbitais híbridos
resultantes.
-Todos os orbitais híbridos são degenerados (iguais
em energia)
Conjunto de orbitais híbridos que surgem da
mistura de orbitais atômicos s, p e d:
-O número de orbitais híbridos requeridos por um átomo em uma
molécula ou íon é determinado pela geometria dos pares de
elétrons em torno desse átomo. Um orbital híbrido é necessário
para cada par de elétrons no átomo central;
-Se o orbital s da camada de valência no átomo central em uma
molécula ou íon for mesclado com um orbital p da camada de
valência nesse mesmo átomo, 2 orbitais híbridos são criados. Eles
são separados por 180o e o conjunto de 2 orbitais é chamado sp;
- s + 2 p = 3 orbitais híbridos são criados: sp2 (ө = 120o);
- s + 3 p = sp3 (ө=109,5o, o ângulo tetraédrico);
-2 d + sp3 = sp3d (trigonal) ou sp3d2 (octaédrica)
Figura
Geométrica
Arranjo dos orbitais
híbridos
2 pares de
elétrons sp
3 pares de
elétrons sp2
4 pares de
elétrons sp3
BeCl2
BF3
CH4
5 pares de
elétrons sp3d
6 pares de
elétrons sp3d2
Arranjo dos orbitais
híbridos Figura
Geométrica
PF5
SF6
Teoria da Ligação de Valência para o Metano, CH4
4 orbitais sobrepostos sp3
Hib
ridiz
ação
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As ligações na molécula de metano
Orbital no átomo de C livre Orbitais hibridizados no átomo de C no metano
4 orbitais híbridos sp3
Cada ligação no metano resulta da sobreposição do orbital
1s do H e do orbital sp3 do C.
Orbitais sp3 do C
Orbital 1s do H
4 ligações σ
Orbitais Híbridos de Moléculas e Íons
com Geometria Trigonal Planar dos Pares de Elétrons
Orbitais Híbridos de Moléculas e Íons
com Geometria Linear dos Pares de Elétrons
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Ligações duplas: modelo de ligação para o etileno, C2H4.
Estrutura de Lewis
e as ligações no
etileno
Ligações σ C-H: formadas pela
sobreposição dos orbitais
híbridos sp2 do C com orbitais 1 s
do H. A ligação σ entre os átomos
de C e H surge da sobreposição
de orbitais sp2.
A ligação π C-C é formada
pela sobreposição dos
orbitais 2p não hibridizados
de cada átomo. Observe a
ausencia de densidade
eletrônica ao longo do eixo
da ligação C-C.
Ligações triplas: modelo de ligação para o acetileno, CH2O.
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BROWN, T.L.; Jr, H.E.L. Química a Ciência Central,
9ª ed. Ed. Prentice Hall. São Paulo, 2005. 972p.
CHANG, R. Química. 5ª ed. Ed. McGraw-Hill.
Portugal, 1994. 1.117p.
BIBLIOGRAFIA Verificando o Aprendizado 1. Dê a geometria molecular a geometria eletrônica e a
hibiridização do átomo central.
a. SiF62-
b. SeF4
c. ICl2-
d. XeF4
Respostas:
a. Geometria Molecular e Eletrônica: octaédrica, hibridização sp3d2
b. Gometria eletrônica: bipiramidal trigonal; Geometria molecular:
gangorra; Hibridização: sp3d2
c. Gometria eletrônica: bipiramidal trigonal; Geometria molecular: linear;
Hibridização: sp3d
d. Gometria eletrônica: octaédrica; Geometria molecular: quadrada plana;
Hibridização: sp3d2
2. Quais são os orbitais híbridos em cada um dos
átomos indicados:
a. C e O em H3C-O-CH3
b. C no propano H3C-CH=CH2
c. C e N na glicina H2N-CH2-COOH
Respostas;
a. sp3; sp3; sp3
b. sp3; sp2; sp2
c. sp3; sp3, sp2
Verificando o Aprendizado
-Sugira estruturas geométricas para as seguintes
espécies:
1. BF3 6. NH3
2. H3O+ (íon hidrônio) 7. PCl6
-
3. BrF5 8. PF5
4. BeCl2 9. ICl2-
5. H2O 10.XeF4
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- Geometrias:
1. BF3 : Trigonal plana 6. NH3: Piramidal
trigonal
2. H3O+: Piramidal trigonal 7. PCl6
- :Octaédrica
3.BrF5: Piramidal quadrada 8. PF5: Bipiramidal
trigonal
4. BeCl2: Linear 9. ICl2-: Linear
5. H2O: Angular plana 10.XeF4: Quadrática
2. Considere as moléculas isoeletrônicas CH4, NH3 e
H2O e seus respectivos ângulos de ligação, iguais a
109,5o, 107o e 104,5o. Justifique a tendência observada
nos valores desses ângulos.
Quanto maior o número de pares de elétrons não-
ligantes, menor o espaço disponível para os pares
ligantes.