repulsão de elétrons da camada de campus jk diamantina...

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.



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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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Tetraédrica

(109,5º)

CH4, SO42–, NSF3

Quadrado planar

Pirâmide

quadrada

XeF4

Sb(Ph)5

NC= 4

NC= 4

NC= 5


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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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.



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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

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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.

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