Eco 09

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Eco 09

  1. 1. Capítulo 9: Geometria Molecular e Teorias de Ligação Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak Nomes: Verônica Lima Magioni n° 12737 Felipe Miranda de Souza Voss n° 13698
  2. 2. Tópicos a serem abordados Formas espaciais moleculares O modelo RPENV Formas espaciais moleculares e polaridades Ligação covalente e superposição de orbitais Hibridização de orbitais Ligações múltiplas Moléculas diatômicas do segundo período
  3. 3. Formas espaciais moleculares A forma espacial é determinada pelos fatores:  Ângulos de ligação  Comprimento de ligação.
  4. 4. O modelo RPENV(Repulsão do Par de Elétrons do Nível de Valência) A base do modelo RPENV está na melhor disposição de elétrons, que é aquela que minimiza a repulsão entre eles.
  5. 5. Influência dos pares não-ligantes no ângulo de ligação
  6. 6. Tipos de geometrias espaciais
  7. 7. Forma espacial e polaridade molecular É determinada com base na eletronegatividade dos elementos. Os dipolos de ligação e os momentos de dipolo são grandezas vetoriais, e por esse motivo têm módulo, direção e sentido.
  8. 8. Exemplo de dipolo de ligação
  9. 9. Exemplos de momentos dipolares
  10. 10. Ligação covalente e superposição de orbitais A teoria da ligação de valência consiste em os orbitais poderem se unir uns aos outros de forma a se obter uma imagem correspondente ao modelo RPENV. H – 1s1 F – 1s2 2s2 2p5
  11. 11. Hibridização de orbitais A hibridização consiste na combinação de orbitais para formar novos, que são chamados orbitais híbridos. As ligações covalentes são formadas por:  Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais atômicos.  Sobreposição de orbitais híbridos com outros orbitais híbridos.
  12. 12. Hibridização sp Ex: BeF2
  13. 13. Hibridização sp e sp 2 3Ex: BF3 CH4
  14. 14.  Híbridos envolvendo os orbitais d são formados damesma maneiraque os orbitais p
  15. 15. Ligações múltiplas Existem dois tipos de ligações Múltiplas:  Ligações σ  Ligações π Menor força na ligação
  16. 16. Ligação Dupla
  17. 17. Ligação Tripla
  18. 18. Ligações π delocalizadas Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de ressonância envolvendo ligações π. Ex: C6H6
  19. 19. Moléculas diatômicas do segundo períodoPara moléculas homonucleares de valências s e p valem: O número de orbitais moleculares (OM) formados é igual ao número de orbitais atômicos combinados; Os orbitais atômicos se combinam mais efetivamente a outros de energias similares; A eficiência com a qual dois orbitais atômicos se combinam é proporcional à superposição entre eles; Cada OM pode acomodar dois elétrons com spins desemparelhados; Quando OMs de mesma energia são ocupados, um elétron entra em cada orbital antes de ocorrer um emparelhamento (Hund).
  20. 20. Orbitais moleculares para: Li2→ 1s2 2s1 1s e 2s: diferentes energias; 1s formam orbitais ligante σ1s e anti- ligante σ*1s 2s: mais distantes do núcleo / maior superposição / maior separação de energia; 1s: mais baixos em energia que 2s. ½ (4 – 2) = 1 (ligação simples) Obs.: os elétrons do cerne [Ne] não interferem na ligação. Be2 → 1s2 2s2 Segue mesmas regras de Li2, mas Diagrama para Li2: a com oito elétrons nos OMs, logo: ligação tem seis elétrons ½ (4 – 4) = 0 (não existe ligação) nos OMs.
  21. 21. Configurações eletrônicas de B2 até Ne2 – valência 2s 2p Os orbitais atômicos 2s têm menor energia que os orbitais atômicos 2p; A superposição de dois orbitais 2pz é maior que as dos dois orbitais 2px e 2py; Ambos os orbitais moleculares π2p e π*2p são duplamente degenerados.
  22. 22. A interação entre orbitais 2s-2p afeta as energias de σ2s (diminuem) e σ2p (aumentam). Essa alteração muda a ordem energética dos OMs:- B2, C2, N2 → OM σ2p > OM π2p- O2, F2, Ne2 → OM σ2p < OM π2p
  23. 23. Configurações eletrônicas e propriedades molecularesO modo como uma substância se comporta sob a ação de um campo magnético permite a compreensão de sua distribuição eletrônica: Há paramagnetismo quando existem elétrons desemparelhados, pois há maior força de atração magnética Há diamagnetismo quando não há elétrons desemparelhados (repulsão magnética).Se há aumento da ordem de ligação, as distâncias de ligação diminuem e as entalpias aumentam, porém, moléculas com mesma ordem de ligação têm características diferentes.Ex.: O2 .. .. O=O .. .. - ligação curta: 1,21 Å - entalpia alta: 495 kJ/mol - é paramagnético: há dois elétrons desemparelhados - ordem de ligação: ½ (8 – 4) = 2 (dupla ligação)
  24. 24. Moléculas diatômicas heteronuclearesEx: Óxido de Nitrogênio – NO –1 +1 . .. .. . N=O N=O .. .. .. ..Tem 11 elétrons de valência e é altamente reativo.As estruturas indicam ligação dupla, mas o pequeno comprimento de ligação indica ordem maior que dois.Se os átomos não diferenciam-se tanto em eletronegatividade, seus orbitais moleculares serão parecidos com os das moléculas diatômicas homonucleares. ½ (8-3) = ½ 5 = 5/2 = 2 ½Obs: A ordem de ligação indica mais do que dupla ligação, mostrando que pode haver falha em relação ao modelo de Lewis.
  25. 25. Referências bibliográficas Química a Ciência Central 9ª edição http://antonionunes4.no.sapo.pt

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