SlideShare uma empresa Scribd logo
1 de 25
Baixar para ler offline
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
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
Formas espaciais moleculares

 A forma espacial é determinada pelos
 fatores:

   Ângulos de ligação

   Comprimento de ligação.
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.
Influência dos pares não-ligantes no ângulo de
                    ligação
Tipos de geometrias espaciais
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.
Exemplo de dipolo de ligação
Exemplos de momentos dipolares
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
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.
Hibridização sp
 Ex: BeF2
Hibridização sp e sp
                2    3


Ex: BF3




  CH4
 Híbridos
  envolvendo os
   orbitais d são
    formados da
mesma maneira
que os orbitais p
Ligações múltiplas
 Existem dois tipos de ligações Múltiplas:

   Ligações σ



   Ligações π

                              Menor força na
                              ligação
Ligação Dupla
Ligação Tripla
Ligações π delocalizadas
 Ocorrem em moléculas com duas ou mais
  estruturas de ressonância envolvendo
  ligações π.
 Ex: C6H6
Moléculas diatômicas do segundo
                 período
Para 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).
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.
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.
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
Configurações eletrônicas e propriedades
               moleculares
O 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)
Moléculas diatômicas heteronucleares
Ex: 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 ½
Obs: A ordem de ligação indica mais do que dupla ligação,
  mostrando que pode haver falha em relação ao modelo de
  Lewis.
Referências bibliográficas
 Química a Ciência Central 9ª edição

 http://antonionunes4.no.sapo.pt

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Mais procurados (20)

0708 f01
0708 f010708 f01
0708 f01
 
Hibridização de orbitais atômicos
Hibridização de orbitais atômicosHibridização de orbitais atômicos
Hibridização de orbitais atômicos
 
teoria do orbital
teoria do orbitalteoria do orbital
teoria do orbital
 
Teoria dos orbitais moleculares
Teoria dos orbitais molecularesTeoria dos orbitais moleculares
Teoria dos orbitais moleculares
 
Química Geral 2016/1 Aula 05
Química Geral 2016/1 Aula 05Química Geral 2016/1 Aula 05
Química Geral 2016/1 Aula 05
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICAQUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA
 
Hibridização
HibridizaçãoHibridização
Hibridização
 
Aulas 17 e 18 - Hibridização
Aulas 17 e 18 -  HibridizaçãoAulas 17 e 18 -  Hibridização
Aulas 17 e 18 - Hibridização
 
Hibridização - Orbitais
Hibridização - OrbitaisHibridização - Orbitais
Hibridização - Orbitais
 
Hibridação sp sp2 e sp3
Hibridação sp sp2 e sp3Hibridação sp sp2 e sp3
Hibridação sp sp2 e sp3
 
Tlv bond valence theory
Tlv   bond valence theoryTlv   bond valence theory
Tlv bond valence theory
 
Física química
Física químicaFísica química
Física química
 
Ligações Químicas
Ligações QuímicasLigações Químicas
Ligações Químicas
 
126
126126
126
 
Química Geral Aula 08
Química Geral Aula 08Química Geral Aula 08
Química Geral Aula 08
 
Ligaçãoes químicas
Ligaçãoes químicasLigaçãoes químicas
Ligaçãoes químicas
 
Ligação covalente e geometria molecular
Ligação covalente e geometria molecularLigação covalente e geometria molecular
Ligação covalente e geometria molecular
 
Lista de exercícios ll Química- Números Quânticos
Lista de exercícios ll Química- Números QuânticosLista de exercícios ll Química- Números Quânticos
Lista de exercícios ll Química- Números Quânticos
 
Química Geral Aula 07
Química Geral Aula 07Química Geral Aula 07
Química Geral Aula 07
 
Exerc concursos-ligações
Exerc concursos-ligaçõesExerc concursos-ligações
Exerc concursos-ligações
 

Semelhante a Geometria Molecular, Teorias de Ligação e Moléculas Diatômicas

Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Geometria molecular e forças intermoleculares.pptGeometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Geometria molecular e forças intermoleculares.pptLalyson Matheus
 
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.pptAula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.pptCristianoRamosSilva1
 
Teoria estrutural 1
Teoria estrutural 1Teoria estrutural 1
Teoria estrutural 1Pam Pires
 
Ligacoes quimicas
Ligacoes quimicasLigacoes quimicas
Ligacoes quimicasestead2011
 
Ligações químicas
Ligações químicasLigações químicas
Ligações químicasestead2011
 
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.pptAula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.pptVaniaMaria37
 
Aula i fbaiano_ligações químicas
Aula i fbaiano_ligações químicasAula i fbaiano_ligações químicas
Aula i fbaiano_ligações químicasSaulo Luis Capim
 
Aula2 ligacaoquim
Aula2 ligacaoquimAula2 ligacaoquim
Aula2 ligacaoquimiqscquimica
 
Ligacoes quimicas
Ligacoes quimicasLigacoes quimicas
Ligacoes quimicasDamigol Gol
 
introducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdf
introducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdfintroducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdf
introducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdfSemilleroGENUBA
 
Geometria molecular e TLV- slide IFBA.pdf
Geometria molecular e TLV- slide IFBA.pdfGeometria molecular e TLV- slide IFBA.pdf
Geometria molecular e TLV- slide IFBA.pdfThePowerfulGirl
 
AULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).ppt
AULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).pptAULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).ppt
AULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).pptRicardoBrunoFelix
 

Semelhante a Geometria Molecular, Teorias de Ligação e Moléculas Diatômicas (20)

Tomolecular
TomolecularTomolecular
Tomolecular
 
Ligações químicas
Ligações químicasLigações químicas
Ligações químicas
 
Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Geometria molecular e forças intermoleculares.pptGeometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
 
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.pptAula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
 
Teoria estrutural 1
Teoria estrutural 1Teoria estrutural 1
Teoria estrutural 1
 
Ligacoes quimicas
Ligacoes quimicasLigacoes quimicas
Ligacoes quimicas
 
Ligações químicas
Ligações químicasLigações químicas
Ligações químicas
 
AULA 7.ppt
AULA 7.pptAULA 7.ppt
AULA 7.ppt
 
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.pptAula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt
 
2012 cap01 estrutura e ligação
2012 cap01  estrutura e ligação2012 cap01  estrutura e ligação
2012 cap01 estrutura e ligação
 
Aula i fbaiano_ligações químicas
Aula i fbaiano_ligações químicasAula i fbaiano_ligações químicas
Aula i fbaiano_ligações químicas
 
Aula2 ligacaoquim
Aula2 ligacaoquimAula2 ligacaoquim
Aula2 ligacaoquim
 
Inorgânica - Ligações
Inorgânica  - LigaçõesInorgânica  - Ligações
Inorgânica - Ligações
 
Ligacoes quimicas
Ligacoes quimicasLigacoes quimicas
Ligacoes quimicas
 
introducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdf
introducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdfintroducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdf
introducao_a_quimica_organica.ppt_modo_de_compatibilidade.pdf
 
Ligacoes
LigacoesLigacoes
Ligacoes
 
Geometria molecular e TLV- slide IFBA.pdf
Geometria molecular e TLV- slide IFBA.pdfGeometria molecular e TLV- slide IFBA.pdf
Geometria molecular e TLV- slide IFBA.pdf
 
Unidade 01 Teoria Estrutural
Unidade 01   Teoria EstruturalUnidade 01   Teoria Estrutural
Unidade 01 Teoria Estrutural
 
Dificuldade de aprender l g
Dificuldade  de aprender l gDificuldade  de aprender l g
Dificuldade de aprender l g
 
AULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).ppt
AULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).pptAULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).ppt
AULA 2 GEOMETRIA MOLEC (1).ppt
 

Geometria Molecular, Teorias de Ligação e Moléculas Diatômicas

  • 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. 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. Formas espaciais moleculares  A forma espacial é determinada pelos fatores:  Ângulos de ligação  Comprimento de ligação.
  • 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. Influência dos pares não-ligantes no ângulo de ligação
  • 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. Exemplo de dipolo de ligação
  • 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. 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.
  • 13. Hibridização sp e sp 2 3 Ex: BF3 CH4
  • 14.  Híbridos envolvendo os orbitais d são formados da mesma maneira que os orbitais p
  • 15. Ligações múltiplas  Existem dois tipos de ligações Múltiplas:  Ligações σ  Ligações π Menor força na ligação
  • 18. Ligações π delocalizadas  Ocorrem em moléculas com duas ou mais estruturas de ressonância envolvendo ligações π.  Ex: C6H6
  • 19. Moléculas diatômicas do segundo período Para 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. 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. 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. 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. Configurações eletrônicas e propriedades moleculares O 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. Moléculas diatômicas heteronucleares Ex: 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 ½ Obs: A ordem de ligação indica mais do que dupla ligação, mostrando que pode haver falha em relação ao modelo de Lewis.
  • 25. Referências bibliográficas  Química a Ciência Central 9ª edição  http://antonionunes4.no.sapo.pt