Universidade Federal do Rio Grande do Norte | SECRETARIA DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA – SEDIS

Profa. Joana D´Arc Gomes Fernandes

ARQUITERUTA ATÔMICA E MOLECULAR

2014.2

RESPOSTA DAS ATIVIDADES E AUTOAVALIAÇÃO DA AULA 10

Atividade 1

1 – Faça um breve resumo sobre os princípios básicos usados na construção da teoria de valência de Lewis, da teoria da ligação de valência (TLV) e da teoria do orbital molecular (TOM).

O modelo de Lewis para as ligações químicas assume que cada par de elétrons ligantes está localizado entre dois átomos ligados. Lewis propôs que os átomos adquirem estabilidade quando completavam oito elétrons na camada de valência (regra do octeto).

A Teoria da ligação de valência tenta explicar como dois átomos se ligam entre si. Busca assim apresentar uma interpretação satisfatória para as ligações covalentes. Nesta teoria o que está envolvido é a combinação de dois orbitais atômicos de dois átomos distintos. As ligações são formadas por superposições de orbitais atômicos, e quanto mais efetivos a superposição desses orbitais mais forte é a ligação.

Superposição frontal = ligação sigma ()Superposição paralela = ligação pi ()

A Teoria do Orbital Molecular assume que os elétrons pertencem à molécula como um todo. As ligações são estabelecidas mediante a superposição de orbitais atômicos da camada de valência dos átomos presentes na molécula, a partir dos quais são originados os orbitais moleculares que podem assegurar a união entre os átomos. Como um elétron que ocupa um orbital molecular é atraído por ambos os núcleos, possui energia menor do que quando está confinado num orbital atômico. As combinações de orbitais atômicos que resultam em diminuições da energia total originam os orbitais ligantes ou orbitais de ligação, e quando resulta em aumentos de energia total originam os orbitais antiligantes ou de antiligação.

2 – Procure e apresente uma explicação para o fato da teoria da ligação de valência também ser chamada de teoria da valência dirigida.

A TLV é também chamada de teoria da valência dirigida porque considera que as ligações são feitas através dos orbitais atômicos e estes têm posições definidas em determinadas direções em torno dos átomos.

Atividade 2

1 – Construa um diagrama de energia de orbitais moleculares e faça a distribuição eletrônica nos orbitais moleculares desse diagrama para as espécies: O2

2+, O2+, O2,

O2- e O2

2-.

Diagrama de energia de orbitais moleculares para a molécula do O2

σ(pz)*

π (px,py)*

2p 2ppx py pz px py pz

(px, py)

σ (pz)

σ(2s)*

2s 2s

σ(s)

O2 => (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 (2px*)1 (2py*)1 => OL = (8-4)/2 = 2O2

+ => (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 (2px*)1 => OL = (8-3)/2 = 2,5

O2+2

=> (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 => OL = (8-2)/2 = 3O2

- => (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 (2px*)2 (2py*)1 => OL = (8-5)/2 = 1,5

O2-2

=> (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 (2px*)2 (2py*)2 => OL = (8-6)/2 = 1

2 – Utilizando a distribuição eletrônica nos defina a seqüência crescente das energias de ligação, de comprimento de ligação e de estabilidade das ligações das espécies citadas no item anterior, justificando sua resposta.

Seqüência crescente da Energia de ligação: O2-2

< O2- < O2 < O2

+ < O2+2

Seqüência crescente do Comprimento de Ligação: O2+2

< O2+ < O2 < O2

- < O2-2

AUTOAVALIAÇÃO

1 – Moléculas de lítio e de flúor têm ordem de ligação igual a 1. Porém, o comprimento de ligação no primeiro é bem maior do que no segundo. Simultaneamente, a energia de ligação do primeiro é menor do que no segundo. Justifique essas afirmações.

Embora os dois tenham a mesma ordem de ligação, o Flúor tem menor raio atômico e é mais eletronegativo que o Lítio. Assim pela dimensão dos raios, o comprimento de ligação do F2 é menor do que o do Lis. O efeito da eletronegatividade faz os átomos de flúor atraírem mais fortemente os elétrons de ligação entre eles, contribuindo para aumentar a energia de ligação F-F

2 – Usando diagramas de energia de orbitais moleculares estabeleça a seqüência crescente de energia de ligação das espécies: N2, N2

+, N22+, N2

- e N22-.

N2 => (2s)2 (2s*)2 (2px)2 (2py)2 (2p)2 => OL = (8-2)/2 = 3N2

+ => (2s)2 (2s*)2 (2px)2 (2py)2 (2p)1 => OL = (7-2)/2 = 2,5N2

+2 => (2s)2 (2s*)2 (2px)2 (2py)2 => OL = (6-2)/2 = 2N2

- => (2s)2 (2s*)2 (2px)2 (2py)2 (2p)2 (2px*)1 => OL = (8-3)/2 = 2,5N2

-2 => (2s)2 (2s*)2 (2px)2 (2py)2 (2p)2 (2px*)1 (2py*)1 => OL = (8-4)/2 = 2

Seqüência crescente de ordem de ligação: N2+2 = N2

-2 < N2+= N2

- < N2

3 – Mostre como a TOM pode ser usada para expressar polaridade ou ionicidade de ligação. Escolha três exemplos para ilustrar sua resposta.

As superposições dos orbitais atômicos de moléculas heteronucleares não são simétricas, ao contrário do que ocorre nas moléculas homonucleares. Assim, os orbitais moleculares formados devem apresentar mais características dos orbitais de um átomo do que do outro. Como os orbitais são definidos pelas densidades de probabilidade de localização dos elétrons nas proximidades do núcleo, então, nos orbitais moleculares de espécies heteronucleares, os elétrons ficam mais próximos de um dos átomos do que no outro. Assim, os orbitais de ligação que têm menor energia do que qualquer outro dos orbitais que lhes deram origem, ficam mais próximos do nível de energia do orbital atômico de maior eletronegatividade, enquanto os orbitais moleculares de antiligação se posicionam acima do orbital atômico do elemento de menor eletronegatividade. Com isso, pode-se dizer que os elétrons dos elementos menos eletronegativos são parcialmente transferidos para os mais eletronegativos, tornando as ligações polares ou até iônicas, se a diferença de eletronegatividade for muito grande.

4 – Discuta pelo menos três semelhanças observadas nas ligações das espécies: BF3, CO3

= e NO3-.

Semelhanças entre as moléculas: Geometria triangular plana com ligações formadas através de orbitais sp2 do

átomo central. Energias de ligação superior às de uma ligação simples devido a formação de

ligações pi entre o átomo central e os átomos a ele ligados. Os três são isoeletrônicos, dispondo do mesmo número de elétrons e de

orbitais de valência para assegurar as ligações.

5 – Construa o diagrama de energia dos orbitais moleculares referentes às ligações no metano. Essa questão não precisa resolver.