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QUÍMICA GERAL
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica
Universidade Federal Fluminense
Volta Redonda - RJ
Prof. Dr. Ednilsom Orestes
25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 06
FORMA E ESTRUTURA
MOLECULAR
Modelo VSEPR
Valence-Shell Electron Pair
Repulsion
MUITAS MOLÉCULAS SIMPLES APRESENTAM
FORMAS GEOMÉTRICAS CONHECIDAS
∡ 𝐻𝐶𝐻 = 109,5°
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∡ 𝐹𝑆𝐹 = 90° 𝑒 180°
OCTAEDRO
∡ 𝐶𝑙𝑃𝐶𝑙 = 90°, 120° 𝑒 180°
BIPIRÂMIDE TRIGONAL
Regra no. 1
Regiões com altas
concentrações elétrons se
repelem e afastam-se o
máximo possível para reduzir
o efeito da repulsão
Regra no. 2
Não há distinção entre
ligações simples e múltiplas
NO3
−
Prediga a forma da molécula de etino (acetileno), HC≡CH.
Prediga a forma das moléculas do pentafluoreto de arsênio,
AsF5 (bipiramide trigonal), e do formaldeído, CH2O.
Regra no. 3
Elétrons isolados também
repelem elétrons ligados e
são incluídos no arranjo
espacial mas não na forma
geométrica.
Prediga a forma da molécula de trifluoreto de
nitrogênio, NF3.
Prediga a forma das moléculas IF5 (octaédrico) e
SO2.
MAS,...
QUAL DEVE SER O ÂNGULO OSO ?
Regra no. 4
Repulsão:
PARES
ISOLADOS
PARES
ISOLADOS
E LIGADOS
PARES
LIGADOS
> >
Não posso dizer o valor exato do ângulo HNH do 𝐍𝐇 𝟑, somente
que ele é menor que 109,5° (e maior que o ângulo HOH do 𝐇 𝟐 𝐎).
Não posso dizer o valor exato do ângulo HOH do 𝐇 𝟐 𝐎, somente
que ele é menor que 109,5° (e menor que o ângulo HNH do 𝐍𝐇 𝟑).
AXIAL ou
EQUATORIAL ?
Evidência experimental, 𝐏𝐂𝐥 𝟓: P-Cl axial = 219 pm e P-Cl equat. = 204 pm.
𝑪𝑭 𝟑 : bipirâmide trigonal.
Moléculas com a
mesma fórmula VSEPR
tem a mesma foma
geométrico embora os
ângulos das ligações
possam ser diferentes.
Prediga a forma da molécula de tetrafluoreto de
enxofre, SF4.
Prediga a forma das moléculas I3
- (linear), e XeF4.
MOLÉCULAS POLARES
Ligação covalente polar: elétrons não são
igualmente distribuídos resultando em 𝝁 ≠ 𝟎.
Moléculas diatômicas heteronucleares são
polares. Ex.: 𝐇𝐂𝐥, 𝐂𝐎, 𝐋𝐢𝐇, etc.
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apolares. Ex.: 𝐎 𝟐, 𝐍 𝟐, 𝐂𝐥 𝟐, etc.
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mesmo que suas ligações sejam polares.
CCl3H
Moléculas com a
mesma fórmula VSEPR
tem a mesma foma
geométrico embora os
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possam ser diferentes.
Diga se as moléculas de (a) BF3 e (b) O3 são
polares ou apolares.
(c) SF4, [polar] (d) SF6, [apolar] (e) PCl5 e (f) IF5.
TEORIA DA LIGAÇÃO DE
VALÊNCIA
Até agora (VSEPR) os elétrons foram considerados como
localizados entre dois núcleos atômicos ou situados sobre um
único átomo.
Sabemos, entretanto, que a posição do elétron não pode ser
determinada de forma precisa (dualidade onda-partícula).
Teoria da Ligação de Valência
Ex.: Caso mais simples: H2.
1ª. Teoria Mecânico-Quântica
para a ligação química a ser
desenvolvida. W. Heitler, F.
London, J. Slater e L. Pauling.
A densidade eletrônica de 2
elétrons envolve 2 átomos.
Inclui somente orbitais dos
átomos que fazem ligação.
Alguns conceitos persistem
(emparelhamento de spins,
ligações σ e π, hibridização).
Orbitais atômicos se superpõem quando os
átomos se aproximam.
A distribuição eletrônica resultante, acumulada
entre os dois núcleos, chamada “ligação 𝝈”, é
simetricamente cilíndrica em torno do eixo da
ligação (ausência de plano nodal).
Quanto maior a superposição
dos orbitais mais forte seja a
ligação química.
As ligações 𝝈 ocorrem nos
halogenetos de hidrogênio
também.
Mas envolve orbitais do tipo s
e orbitais do tipo p.
Apresenta uma forma mais
complexa que a ligação 𝝈 do
𝐇 𝟐,mas ainda é simetricamente
cilíndrica em torno do eixo da
ligação.
Todas as ligações simples são
ligações 𝝈.
H − F
N − N
Os orbitais que se superpõem
frontalmente formam ligação 𝝈.
Os demais orbitais, que se
superpõem paralelamente e
formam as ligações 𝝅.
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Química Geral 2016/1 Aula 06

  • 1. QUÍMICA GERAL Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica Universidade Federal Fluminense Volta Redonda - RJ Prof. Dr. Ednilsom Orestes 25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 06
  • 4. MUITAS MOLÉCULAS SIMPLES APRESENTAM FORMAS GEOMÉTRICAS CONHECIDAS
  • 5. ∡ 𝐻𝐶𝐻 = 109,5° TETRAEDRO
  • 6. ∡ 𝐹𝑆𝐹 = 90° 𝑒 180° OCTAEDRO
  • 7. ∡ 𝐶𝑙𝑃𝐶𝑙 = 90°, 120° 𝑒 180° BIPIRÂMIDE TRIGONAL
  • 8. Regra no. 1 Regiões com altas concentrações elétrons se repelem e afastam-se o máximo possível para reduzir o efeito da repulsão
  • 9.
  • 10.
  • 11. Regra no. 2 Não há distinção entre ligações simples e múltiplas
  • 13. Prediga a forma da molécula de etino (acetileno), HC≡CH. Prediga a forma das moléculas do pentafluoreto de arsênio, AsF5 (bipiramide trigonal), e do formaldeído, CH2O.
  • 14.
  • 15. Regra no. 3 Elétrons isolados também repelem elétrons ligados e são incluídos no arranjo espacial mas não na forma geométrica.
  • 16.
  • 17. Prediga a forma da molécula de trifluoreto de nitrogênio, NF3. Prediga a forma das moléculas IF5 (octaédrico) e SO2.
  • 18. MAS,... QUAL DEVE SER O ÂNGULO OSO ?
  • 20. Não posso dizer o valor exato do ângulo HNH do 𝐍𝐇 𝟑, somente que ele é menor que 109,5° (e maior que o ângulo HOH do 𝐇 𝟐 𝐎). Não posso dizer o valor exato do ângulo HOH do 𝐇 𝟐 𝐎, somente que ele é menor que 109,5° (e menor que o ângulo HNH do 𝐍𝐇 𝟑).
  • 21.
  • 22.
  • 23. AXIAL ou EQUATORIAL ? Evidência experimental, 𝐏𝐂𝐥 𝟓: P-Cl axial = 219 pm e P-Cl equat. = 204 pm. 𝑪𝑭 𝟑 : bipirâmide trigonal.
  • 24. Moléculas com a mesma fórmula VSEPR tem a mesma foma geométrico embora os ângulos das ligações possam ser diferentes.
  • 25. Prediga a forma da molécula de tetrafluoreto de enxofre, SF4. Prediga a forma das moléculas I3 - (linear), e XeF4.
  • 27. Ligação covalente polar: elétrons não são igualmente distribuídos resultando em 𝝁 ≠ 𝟎. Moléculas diatômicas heteronucleares são polares. Ex.: 𝐇𝐂𝐥, 𝐂𝐎, 𝐋𝐢𝐇, etc. Moléculas diatômicas homonucleares são apolares. Ex.: 𝐎 𝟐, 𝐍 𝟐, 𝐂𝐥 𝟐, etc. Moléculas poliatômicas podem ser apolares mesmo que suas ligações sejam polares.
  • 28.
  • 29.
  • 30.
  • 31.
  • 32.
  • 33. CCl3H
  • 34. Moléculas com a mesma fórmula VSEPR tem a mesma foma geométrico embora os ângulos das ligações possam ser diferentes.
  • 35. Diga se as moléculas de (a) BF3 e (b) O3 são polares ou apolares. (c) SF4, [polar] (d) SF6, [apolar] (e) PCl5 e (f) IF5.
  • 36. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
  • 37. Até agora (VSEPR) os elétrons foram considerados como localizados entre dois núcleos atômicos ou situados sobre um único átomo. Sabemos, entretanto, que a posição do elétron não pode ser determinada de forma precisa (dualidade onda-partícula).
  • 38. Teoria da Ligação de Valência Ex.: Caso mais simples: H2. 1ª. Teoria Mecânico-Quântica para a ligação química a ser desenvolvida. W. Heitler, F. London, J. Slater e L. Pauling. A densidade eletrônica de 2 elétrons envolve 2 átomos. Inclui somente orbitais dos átomos que fazem ligação. Alguns conceitos persistem (emparelhamento de spins, ligações σ e π, hibridização).
  • 39. Orbitais atômicos se superpõem quando os átomos se aproximam. A distribuição eletrônica resultante, acumulada entre os dois núcleos, chamada “ligação 𝝈”, é simetricamente cilíndrica em torno do eixo da ligação (ausência de plano nodal).
  • 40. Quanto maior a superposição dos orbitais mais forte seja a ligação química.
  • 41. As ligações 𝝈 ocorrem nos halogenetos de hidrogênio também. Mas envolve orbitais do tipo s e orbitais do tipo p. Apresenta uma forma mais complexa que a ligação 𝝈 do 𝐇 𝟐,mas ainda é simetricamente cilíndrica em torno do eixo da ligação. Todas as ligações simples são ligações 𝝈. H − F
  • 42.
  • 43. N − N Os orbitais que se superpõem frontalmente formam ligação 𝝈. Os demais orbitais, que se superpõem paralelamente e formam as ligações 𝝅. As ligações 𝝅 apresentam um plano nodal que contém o eixo internuclear. Apesar de ter duas partes (lóbulos), diz respeito a uma única ligação.
  • 44.
  • 45. OU