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QUÍMICA
                              A Ciência Central
                                  9ª Edição

                 Capítulo 9:
       Geometria molecular e teorias de
                  ligação


                               David P. White

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Formas espaciais
                                moleculares

• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos
  mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos.
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos
  de ligação.
• Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que
  todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5°.
   • Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana.
   • Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um
     tetraedro com o C no seu centro.



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Formas espaciais
                                moleculares




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Formas espaciais
                                moleculares


• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de
  valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume
  qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão.
• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de
  Elétrons no Nível de Valência (RPENV).
• Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.




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Formas espaciais
                                moleculares


• Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular:




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Formas espaciais
                                moleculares

• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central,
  consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares ligantes).
• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente
  na posição dos átomos.




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Modelo RPENV


• Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção
  entre pares de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles
  fora de uma ligação) e pares ligantes (aqueles encontrados entre
  dois átomos).
• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de
  TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes).
• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a
  repulsão e−-e−.



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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
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Modelo RPENV


• 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 acima para
     minimizar a repulsão e−-e− e conte as ligações múltiplas como
     um par de ligação.




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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Modelo RPENV


       O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
              múltiplas nos ângulos de ligação
 •   Determinamos o arranjo observando apenas os elétrons.
 •   Damos nome à geometria molecular pela posição dos átomos.
 •   Ignoramos os pares solitários na geometria molecular.
 •   Todos os átomos que obedecem a regra do octeto têm arranjos
     tetraédricos.




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Modelo RPENV
        O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
             múltiplas nos ângulos de ligação
 • No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H
   diminui ao passarmos do C para o N e para o O:
                      H

                 H C H         H N H                 O
                  H             H                 H     H
                   109.5O         107O             104.5O
 • Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos,
   eles não se repelem tanto quanto os pares solitários.
 • Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o
   número de pares de elétrons não-ligantes aumenta.
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Modelo RPENV
      O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
           múltiplas nos ângulos de ligação




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Modelo RPENV

       O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
            múltiplas nos ângulos de ligação
• Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem
  mais do que os elétrons nas ligações simples.

                              Cl
                        111.4o     C O
                              Cl   124.3o



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Modelo RPENV
                  Moléculas com níveis de valência
                          expandidos
• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de
  bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos).
• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano
  contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de
  elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.
• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro
  pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de
  elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.




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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Modelo RPENV
                       Moléculas com níveis de valência
                            expandidos
• Para minimizar a repulsão e−−e− , os pares solitários são sempre
  colocados em posições equatoriais.




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Modelo RPENV
                       Moléculas com níveis de valência
                            expandidos




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Modelo RPENV
                          Formas espaciais de
                           moléculas maiores
 • No ácido acético, CH3COOH, existem três átomos centrais.
 • Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central
   separadamente.




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Forma molecular e
                              polaridade molecular

• Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois
  átomos, a ligação entre eles é polar.
• É possível que uma molécula que contenha ligações polares não
  seja polar.
• Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o
  CO2 é linear.




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Forma molecular e
                              polaridade molecular




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Forma molecular e
                              polaridade molecular

• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se
  cancelam.
• Conseqüentemente, a água é uma molécula polar.




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Forma molecular e
                              polaridade molecular

• A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua
  geometria molecular.




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Forma molecular e
                              polaridade molecular




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Ligação covalente e
                        Superposição de orbitais

• As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque
  uma ligação se forma.
• Como devemos considerar a forma em termos da mecância
  quântica?
• Quais são os orbitais envolvidos nas ligações?
• Usamos a teoria de ligação de valência:
   • As ligações formam quando os orbitais nos átomos se
     superpõem.
   • Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de
     orbitais.


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Ligação covalente e
                        Superposição de orbitais




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Ligação covalente e
                        Superposição de orbitais

• À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais atômicos
  se superpõem.
• À medida que a superposição aumenta, a energia de interação
  diminui.
• A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada.
• A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou
  comprimento de ligação).
• Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos
  começam a se repelir e a energia aumenta.




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Ligação covalente e
                        Superposição de orbitais


• À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os
  elétrons equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo-
  núcleo, elétron-elétron).




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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Orbitais híbridos


• Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para
  adotarem uma geometria adequada para a ligação.
• A hibridização é determinada pelo arranjo.
                         Orbitais híbridos sp
• Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela
  existe):




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Orbitais híbridos

                         Orbitais híbridos sp
   • O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2.
   • Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para
     ligações.
   • Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para
     descreverem os orbitais nas moléculas.
• Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180° (teoria de
  RPENV).
• Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com cada
  um dos elétrons desemparelhados do F.


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Orbitais híbridos

                         Orbitais híbridos sp
• Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes
  de 180°.
• Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o orbital
  2p para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação.
• Mas a geometria ainda não está explicada.
• Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um
  orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital híbrido.
• O orbital híbrido surge de um orbital s e de um orbital p e é
  chamado de orbital híbrido sp.



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Orbitais híbridos

                         Orbitais híbridos sp
• Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância
  entre si.




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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Orbitais híbridos

                         Orbitais híbridos sp
• Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na
  hibridização, ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be.




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Orbitais híbridos
                    Orbitais híbridos sp2 e sp3
• Importante: quando misturamos n orbitais atômicos, devemos
  obter n orbitais híbridos.
• Os orbitais híbridos sp2 são formados com um orbital s e dois
  orbitais p. (Conseqüentemente, resta um orbital p não-
  hibridizado.)
• Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um plano
  trigonal.
• Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais sp2
  no átomo central.


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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Orbitais híbridos

                    Orbitais híbridos sp2 e sp3
• Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de um orbital s e três
  orbitais p. Conseqüentemente, há quatro lóbulos grandes.
• Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro.
• O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5°.
• Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp3.




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Orbitais híbridos sp2 e sp3




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Orbitais híbridos

                    Orbitais híbridos sp2 e sp3




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Cap09 parte1

  • 1. QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Capítulo 9: Geometria molecular e teorias de ligação David P. White © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 2. Formas espaciais moleculares • As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. • A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. • Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5°. • Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana. • Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 3. Formas espaciais moleculares © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 4. Formas espaciais moleculares • Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão. • Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV). • Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 5. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 6. Formas espaciais moleculares • Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular: © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 7. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 8. Formas espaciais moleculares • Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares ligantes). • Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos átomos. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 9. Modelo RPENV • Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos). • Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes). • Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a repulsão e−-e−. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 10. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 11. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 12. Modelo RPENV • 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 acima para minimizar a repulsão e−-e− e conte as ligações múltiplas como um par de ligação. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 13. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 14. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação • Determinamos o arranjo observando apenas os elétrons. • Damos nome à geometria molecular pela posição dos átomos. • Ignoramos os pares solitários na geometria molecular. • Todos os átomos que obedecem a regra do octeto têm arranjos tetraédricos. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 15. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação • No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o O: H H C H H N H O H H H H 109.5O 107O 104.5O • Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. • Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de elétrons não-ligantes aumenta. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 16. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 17. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação • Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do que os elétrons nas ligações simples. Cl 111.4o C O Cl 124.3o © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 18. Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos • Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos). • Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. • Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 19. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 20. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 21. Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos • Para minimizar a repulsão e−−e− , os pares solitários são sempre colocados em posições equatoriais. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 22. Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 23. Modelo RPENV Formas espaciais de moléculas maiores • No ácido acético, CH3COOH, existem três átomos centrais. • Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central separadamente. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 24. Forma molecular e polaridade molecular • Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação entre eles é polar. • É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar. • Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 25. Forma molecular e polaridade molecular © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 26. Forma molecular e polaridade molecular • Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se cancelam. • Conseqüentemente, a água é uma molécula polar. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 27. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 28. Forma molecular e polaridade molecular • A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria molecular. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 29. Forma molecular e polaridade molecular © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 30. Ligação covalente e Superposição de orbitais • As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque uma ligação se forma. • Como devemos considerar a forma em termos da mecância quântica? • Quais são os orbitais envolvidos nas ligações? • Usamos a teoria de ligação de valência: • As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem. • Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 31. Ligação covalente e Superposição de orbitais © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 32. Ligação covalente e Superposição de orbitais • À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais atômicos se superpõem. • À medida que a superposição aumenta, a energia de interação diminui. • A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. • A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de ligação). • Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos começam a se repelir e a energia aumenta. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 33. Ligação covalente e Superposição de orbitais • À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo- núcleo, elétron-elétron). © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 34. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 35. Orbitais híbridos • Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para adotarem uma geometria adequada para a ligação. • A hibridização é determinada pelo arranjo. Orbitais híbridos sp • Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe): © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 36. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp • O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2. • Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações. • Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para descreverem os orbitais nas moléculas. • Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180° (teoria de RPENV). • Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com cada um dos elétrons desemparelhados do F. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 37. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp • Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes de 180°. • Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o orbital 2p para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação. • Mas a geometria ainda não está explicada. • Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital híbrido. • O orbital híbrido surge de um orbital s e de um orbital p e é chamado de orbital híbrido sp. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 38. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp • Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância entre si. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 39. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 40. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp • Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 41. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp2 e sp3 • Importante: quando misturamos n orbitais atômicos, devemos obter n orbitais híbridos. • Os orbitais híbridos sp2 são formados com um orbital s e dois orbitais p. (Conseqüentemente, resta um orbital p não- hibridizado.) • Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um plano trigonal. • Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais sp2 no átomo central. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 42. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 43. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp2 e sp3 • Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de um orbital s e três orbitais p. Conseqüentemente, há quatro lóbulos grandes. • Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro. • O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5°. • Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp3. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 44. Orbitais híbridos sp2 e sp3 © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 45. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp2 e sp3 © 2005 by Pearson Education Capítulo 09