aula 4 parte 2: forma e estrutura das moléculas · 2019. 3. 27. · aula 4 –parte 2: forma e ......
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ACH5521 - Química Geral
Profa Káthia M. Honório([email protected])
Aula 4 – Parte 2: Forma e Estrutura das
Moléculas
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Forma e Estrutura das Moléculas
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Geometria Molecular
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Geometria Molecular
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Geometria Molecular
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VSEPR
Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory
Teoria da repulsão dos pares
eletrônicos da camada de
valência
• Fator importante na determinação da geometria molecular:
• repulsão relativa entre pares de elétrons.
Molécula adota a forma queminimiza a
repulsão entre pares de elétrons.
http://www.youtube.com/watc
h?v=SPQbVJaVEtU&feature
=related
Geometria Molecular
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Moléculas com átomo central sem pares isolados.
VSPER
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Geometria dos Pares de Elétrons
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Exemplo
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VSPER Moléculas com pares de elétrons isolados no
átomo central.
Exemplo: Amônia (NH3)
1. Estrutura de Lewis
2. Quatro pares de elétrons: vértices de um tetraedro.
H
H
H
lone pair of electronsin tetrahedral position
NH
••
H
H
N
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Amônia, NH3
Geometria do par de elétrons: tetraédrica.
H
H
H
lone pair of electronsin tetrahedral position
N
Geometria Molecular (posições dos
átomos) é PIRAMIDAL.
Determinação de Estrutura (VSEPR)
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Água, H2O
1. Estrutura de Lewis
Geometria do par de elétrons:
TETRAÉDRICA
2. 4 pares de elétrons: vértice de um tetraedro.
Determinação de Estrutura (VSEPR)
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Água, H2O
Geometria do par de elétrons:
TETRAÉDRICA
Geometria molecular:
Angular
Determinação de Estrutura (VSEPR)
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Teorias Avançadas de Ligação Química
Orbitais Atômicos Moléculas
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• Estruturas de Lewis e modelo VSEPR: elétrons localizados entre 2 átomos ligados. Correto???
• Como devemos considerar a forma em termos da mecância quântica em termos de probabilidade de encontrar elétron em uma região?
• Quais são os orbitais envolvidos nas ligações?
• Teoria de ligação de valência:
• ligações se formam quando os orbitais nos átomos se superpõem.
• Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.
Ligação Covalente e Superposição de Orbitais
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Ligação Covalente e Superposição de Orbitais
Formação de ligação sigma
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Ligação sigma a partir da
superposição de orbitais
Superposição de 2 orbitais s
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Superposição de
orbitais
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Teoria da Ligação de Valência
Formação de ligação : molécula de N2
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Orbitais Híbridos (Hibridização)
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Orbitais Híbridos (Hibridização)
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Orbitais Híbridos
(Hibridização)
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Se as ligações se formam a partir da
sobreposição de 3 orbitais 2p sobre
o nitrogênio com o orbital 1s em cada
hidrogênio, qual seria a geometria
molecular de NH3? Usando 3
orbitais 2p = 90o
Na verdade, ângulo
de ligação H-N-H =
107,3o
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Hibridização sp3
• Combinação de 1 orbital s e 3 orbitais p.
• Sempre que um conjunto de orbitais atômicos tetraédricos equivalentes é requirido por um átomo, o modelo de elétron localizado pressupõe que o átomo adote um conjunto de orbitais sp3; o átomo se torna hibridizado sp3.
• Os 4 orbitais são idênticos em energia.
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Hibridização sp3
Formação de orbitais híbridos sp3
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Hibridização sp3
Conjunto tetraédrico de 4 orbitais sp3
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Hibridização sp2
• Combinação de 1 orbital s e 2 orbitais p.
• Arranjo trigonal planar de orbitais atômicos.
• 1 orbital p não é utilizado.
– Orientado perpendicular ao plano dos orbitais sp2.
Ligação Sigma ()• Par de elétrons é compartilhado em uma área centrada
entre os átomos.
Ligação Pi ()• Forma ligações duplas e triplas compartilhando par de
elétrons no espaço acima e abaixo da ligação σ.
• Usa os orbitais p não-hibridizados.
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Hibridização sp2
sp2 - Hibridização de carbono
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Hibridização sp2
Orbital 2pz não-hibridizado (cinza):
perpendicular ao plano dos orbitais
híbridos (verde).
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Hibridização sp2
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Hibridização sp
• Combinação de 1 orbital s e 1 orbital p.
• Arranjo linear de orbitais atômicos.
• 2 orbitais p não são utilizados.
– Necessários para formar ligações π.
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Hibridização sp
sp – Hibridização de Carbono
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Hibridização spAcetileno, C2H2
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Hibridização
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Teoria do Orbital Molecular
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• Elétrons de valência: deslocalizados.
• Elétrons de valência: novo conjunto de orbitais (ORBITAIS MOLECULARES - OM), distribuídos por toda molécula.
• OM: combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – Linear Combination of Atomic Orbitals).
• N orbitais atômicos combinam-se para formar N orbitais moleculares.
Teoria do Orbital Molecular
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40
Níveis de energia de orbitais moleculares ligantes e anti-ligantes no hidrogênio (H2)
orbital molecular ligante: menor energia e maior
estabilidade que orbitais atômicos dos quais foram formados.
orbital molecular anti-ligante: maior energia e menor
estabilidade que os orbitais atômicos dos quais foram
formados.
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Interferência Construtiva e Destrutiva
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Teoria do Orbital Molecular
Combinação de orbitais atômicos 1s do hidrogênio para formar MOs
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Teoria do Orbital Molecular
Diagrama de níveis de energia de MO para a molécula de H2
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Teoria do Orbital Molecular
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Teoria do Orbital Molecular
Exemplo: N2
Cada N: 5e-
Total N2 = 10e-
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Teoria do Orbital Molecular
Exemplo: N2
8 e- em orbitais ligantes
2 e- em orbitais anti-ligantes
OL = ½ (8 – 2) = 3
N2 tem 3 efetivamente 3 ligações
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Teoria do Orbital Molecular
O2: dois últimos spins estão desemparelhados;
Campos magnéticos não se cancelam;
Molécula paramagnética
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Teoria do Orbital Molecular
B2: seis elétrons de valência.
Ordem de ligação =
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Molécula Diatômica Heteronuclear
Diagrama de
níveis de
energia MO
para
molécula de
HF.
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Molécula Diatômica Heteronuclear
Distribuição de probabilidade eletrônica no orbital molecular de ligação da molécula de HF
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Molécula Diatômica Heteronuclear
NO: paramagnética 11 e- de valência (5e- do N
e 6e- do O)
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