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Teoria Estrutural
Renata Mendonça
Natal-RN
2013
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1. Introdução
1
Teoria vital
NH4+ -OCN
O
H2N NH2
calor
cianato de amônia uréia
Química orgânica – química dos compostos de
carbono
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1. Introdução
2
• O carbono não libera nem aceita elétrons
prontamente
• O carbono compartilha elétrons com outros átomos
de carbono bem como com diferentes tipos de
átomos
Segundo período da tabela períodica
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1. Introdução
3
• Os átomos consistem em um núcleo denso
positivamente carregado rodeado por elétrons.
• Núcleo: Prótons e nêutrons
• Número atômico (Z): número de prótons em seu núcleo
• Número massa (A): a soma de prótons e nêutrons de
um átomo
• Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente
número de massa.
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1. Introdução
4
• A mecânica quântica usa a equação matemática do
movimento de onda para caracterizar o movimento dos
elétrons em torno do núcleo.
• As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um
elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde
um elétron tem maior probabilidade de ser encontrado.
• Dos quatro orbitais existentes (s, p, d e f).
s p d
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1. Introdução
5
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1. Introdução
6
• Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de
energia, com não mais que dois elétrons por orbital,
com spins opostos.
• Os elétrons ocuparão orbitais vazios de mesma
energia antes de serem emparelhados em um
mesmo orbital.
Princípio de exclusão de Pauli
A regra de Hund
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1. Valência dos átomos
7
H F I Cl Br monovalente
O divalente
N trivalente
C tetravalente
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2. Ligações químicas: Ligação Iônica
8
• Substâncias iônicas são formadas quando um elemento
eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento
eletronegativo.
Cloreto de sódio
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9
Ligação Covalente
2. Ligações químicas: Ligação covalente
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2.1. Estrutura de Lewis
10
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar
quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma
ligação simples.
• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo
central um octeto, tente ligações múltiplas.
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2.2. Polaridade das ligações
11
• Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma
extremidade negativa
Momento de dipolo (D) = m = e x d
(e) : grandeza da carga no átomo
(d) : distância entre as duas cargas
Tab. 4: Momentos de dipolo de algumas ligações
H F - +
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2.3. Polaridade da molécula
12
Composto F2 HF LiF
Diferença de
eletronegatividade
4,0 – 4,0 = 0 4,0 - 2,1 = 1,9 4,0 - 1,0 = 3,0
Tipo de ligação Covalente
apolar
Covalente polar Iônica
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2.3. Polaridade da molécula
13
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2.3. Polaridade da molécula
14
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2.3. Polaridade da molécula
15
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3. Forma e Estrutura das Moléculas
16
Formas Espaciais Moleculares
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3. Forma e Estrutura das Moléculas
17
Existem 5 geometrias principais:
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4. Carga Formal
18
N
H
HH
H
P/ o N: 5 - 4= +1
P/ o H: 1- 1= 0
Carga do íon = 4(0) + 1 = +1
A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons
de valência menos o número de elétrons atribuídos ao
átomo na estrutura de Lewis.
A soma das cargas formais em uma molécula somam zero
e em um íon será igual a carga total de um íon.
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5. Ressonância
19
No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário.
O
OO
O
OO
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5. Ressonância
20
C
O
O O
C
O
O O
C
O
O O
As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula ou íon
real, elas existem apenas no papel.
Conectamos a estrutura por uma seta a molécula real é um híbrido de
todas as estruturas.
Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover
elétrons.
Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas.
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5. Ressonância
21
- A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser
prevista para qualquer estrutura contribuinte.
- Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o
híbrido e um sistema descrito por eles tem uma energia de estabilização
grande.
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5. Ressonância
22
-Quanto mais estável uma estrutura, maior é a contribuição
para o híbrido.
-Quanto mais ligações covalentes, mais estável ela é. As
estruturas nas quais todos os átomos tem níveis de valência
completo são especialmente estáveis.
-A separação de cargas diminue a estabilidade.
-Os contribuintes com carga negativa em átomos altamente
eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com
carga negativa em átomos menos eletronegativos ou
eletropositivos.
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6. Força da ligação
23
A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é
denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação:
Cl2(g) 2Cl(g).
Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g) C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ
A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização:
D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.
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6. Força da ligação
4
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25
6. Força da ligação
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26
Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do
que as ligações simples.
Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais
fortes do que as ligações simples.
Quando o número de ligações entre os átomos aumenta,
os átomos são mantidos mais próximos e mais
firmemente unidos.
6. Força da ligação
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7. Modelo RPENV
27
Para determinar o arranjo:
• Desenhe a estrutura de Lewis;
• Conte o número total de pares de elétrons ao redor do
átomo central;
• Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias para
minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas
como um par de ligação.
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7. Modelo RPENV
28
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7. Modelo RPENV
29
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas no
ângulo de ligação
104.5O107O
NHH
H
C
H
HHH109.5O
OHH
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
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7. Modelo RPENV
30
Moléculas com níveis de valência expandidos
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7. Modelo RPENV
31
Fórmulas espaciais de moléculas maiores
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8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
32
Usamos a TLV:
• As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem.
• Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.
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8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
33
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8.1. Orbitais Híbridos
34
Os orbitais atômicos misturam-se para formar orbitais
híbridos em moléculas poliatômicas.
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35
Hibridização sp3
Ligação em Metano e Etano:
Ligações Simples ()
2s 2p
excitar
2s 2p
hibridizar
sp3
8.1. Orbitais Híbridos
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36
• Os orbitais usados na formação de ligação determina os ângulos de
ligação e a geometria da molécula.
• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5°
• Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um
do outro (Modelo RPENV).
• O carbono sp3: geometria tetraédrica.
8.1. Orbitais Híbridos
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37
Hibridização sp2
Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla
2s 2p
excitar
2s 2p
hibridizar
sp2 2p
8.1. Orbitais Híbridos
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38
• O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°.
• O carbono sp2 : geometria trigonal planar.
8.1. Orbitais Híbridos
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39
8.1. Orbitais Híbridos
Hibridização sp
Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla
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40
• Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.
• Uma ligação tripla consiste de uma ligação duas ligações p.
• O carbono sp: geometria linear.
2s 2p
excitar
2s 2p
hibridizar
sp 2p
8.1. Orbitais Híbridos
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8.1. Orbitais Híbridos
41
• Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação .
• Quanto maior a densidade eletrônica na região de
superposição dos orbitais, mais forte é a ligação.
• Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação.
• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.
C C C C C C
1,54Å 1,34Å 1,20Å
109,5º<120º<180º
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8.1. Orbitais Híbridos
42
Ligações Múltiplas
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9. Teoria do Orbital Molecular
43
Orbitais moleculares:
• Cada um contém um máximo de dois elétrons;
• Têm energias definidas;
• Podem ser visualizados com diagramas de contorno;
• Estão associados com uma molécula como um todo;
• A quantidade de OAs que se superpõem é a mesma de
OMs que se formam.
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9. Orbitais Moleculares
44
• Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo.
• Ligação : formada pela superposição de dois orbitais s.
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9. Teoria do Orbital Molecular
45
A molécula de hidrogênio
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9. Teoria do Orbital Molecular
46
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9. Teoria do Orbital Molecular
47
Ligação sigma () é formada pela superposição de dois
orbitais p
Uma ligação é mais forte do que uma ligação p
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9. Teoria do Orbital Molecular
48
Ligação pi (p) é formada pela superposição lado-a-lado
de dois orbitais p paralelos
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10. Fórmulas moleculares e mínimas
49
• Fórmulas moleculares
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11. Desenhando moléculas
50
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12. Forças Intermoleculares
51
• Quanto maior as forças intermoleculares entre as
moléculas, maior será o ponto de ebulição da
substância.
Forças de van der Waals
Interação dipolo–dipolo
Ligações de hidrogênio
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12. Forças Intermoleculares
52
- Forças de Dispersão de London
• O ponto de ebulição de uma substância aumenta com o
aumento nas forças de van der Waals.
• Polarizabilidade : capacidade de os elétrons responderem a uma
mudança de campo elétrico. Elétrons mais ou menos fortemente
presos (F<Cl<Br<I).
Dipolos temporários
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12. Forças Intermoleculares
53
Forças de van der Waals
Dipolos temporários
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12. Forças Intermoleculares
55
- Íon - Dipolo
- Dipolo – Dipolo
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12. Forças Intermoleculares
56
• Uma ligação de hidrogênio é um tipo especial de interação dipolo–dipolo
CH3CH2 O H O
H
CH2CH3
.........
• Uma ligação de hidrogênio forte: O, N ou F.
• P.E. álcool etílico: +78,5 °C
• P.E. éter dimetílico: -24,9 °C
Ligação de Hidrogênio
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• Quais moléculas formam ligação de Hidrogênio intermolecular?
![Page 58: Teoria estrutural 1](https://reader031.vdocuments.com.br/reader031/viewer/2022021815/58eecc981a28abed508b45eb/html5/thumbnails/58.jpg)
• Qual a hibridação de cada átomo?
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Errado
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Certo
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Certo
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Certo
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Errado
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Certo
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errado
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Certo
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b
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