Teoria estrutural 1

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Teoria estrutural 1

  1. 1. Teoria Estrutural Renata Mendonça Natal-RN 2013
  2. 2. 1. Introdução 1 Teoria vital NH4 + - OCN O H2N NH2 calor cianato de amônia uréia Química orgânica – química dos compostos de carbono
  3. 3. 1. Introdução 2 • O carbono não libera nem aceita elétrons prontamente • O carbono compartilha elétrons com outros átomos de carbono bem como com diferentes tipos de átomos Segundo período da tabela períodica
  4. 4. 1. Introdução 3 • Os átomos consistem em um núcleo denso positivamente carregado rodeado por elétrons. • Núcleo: Prótons e nêutrons • Número atômico (Z): número de prótons em seu núcleo • Número massa (A): a soma de prótons e nêutrons de um átomo • Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente número de massa.
  5. 5. 1. Introdução 4 • A mecânica quântica usa a equação matemática do movimento de onda para caracterizar o movimento dos elétrons em torno do núcleo. • As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde um elétron tem maior probabilidade de ser encontrado. • Dos quatro orbitais existentes (s, p, d e f). s p d
  6. 6. 1. Introdução 5
  7. 7. 1. Introdução 6 • Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com não mais que dois elétrons por orbital, com spins opostos. • Os elétrons ocuparão orbitais vazios de mesma energia antes de serem emparelhados em um mesmo orbital. Princípio de exclusão de Pauli A regra de Hund
  8. 8. 1. Valência dos átomos 7 H F ICl Brmonovalente O divalente N trivalente C tetravalente
  9. 9. 2. Ligações químicas: Ligação Iônica 8 • Substâncias iônicas são formadas quando um elemento eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento eletronegativo. Cloreto de sódio
  10. 10. 9  Ligação Covalente 2. Ligações químicas: Ligação covalente
  11. 11. 2.1. Estrutura de Lewis 10 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. • Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. • Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. • Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.
  12. 12. 2.2. Polaridade das ligações 11 • Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma extremidade negativa Momento de dipolo (D) = m = e x d (e) : grandeza da carga no átomo (d) : distância entre as duas cargas Tab. 4: Momentos de dipolo de algumas ligações H F -+
  13. 13. 2.3. Polaridade da molécula 12 Composto F2 HF LiF Diferença de eletronegatividade 4,0 – 4,0 = 0 4,0 - 2,1 = 1,9 4,0 - 1,0 = 3,0 Tipo de ligação Covalente apolar Covalente polar Iônica
  14. 14. 2.3. Polaridade da molécula 13
  15. 15. 2.3. Polaridade da molécula 14
  16. 16. 2.3. Polaridade da molécula 15
  17. 17. 3. Forma e Estrutura das Moléculas 16  Formas Espaciais Moleculares
  18. 18. 3. Forma e Estrutura das Moléculas 17  Existem 5 geometrias principais:
  19. 19. 4. Carga Formal 18 N H HH H P/ o N: 5 - 4= +1 P/ o H: 1- 1= 0 Carga do íon = 4(0) + 1 = +1 A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis. A soma das cargas formais em uma molécula somam zero e em um íon será igual a carga total de um íon.
  20. 20. 5. Ressonância 19 No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. O O O O O O
  21. 21. 5. Ressonância 20 C O O O C O O O C O O O As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula ou íon real, elas existem apenas no papel. Conectamos a estrutura por uma seta a molécula real é um híbrido de todas as estruturas. Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover elétrons. Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas.
  22. 22. 5. Ressonância 21 - A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser prevista para qualquer estrutura contribuinte. - Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido e um sistema descrito por eles tem uma energia de estabilização grande.
  23. 23. 5. Ressonância 22 -Quanto mais estável uma estrutura, maior é a contribuição para o híbrido. -Quanto mais ligações covalentes, mais estável ela é. As estruturas nas quais todos os átomos tem níveis de valência completo são especialmente estáveis. -A separação de cargas diminue a estabilidade. -Os contribuintes com carga negativa em átomos altamente eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com carga negativa em átomos menos eletronegativos ou eletropositivos.
  24. 24. 6. Força da ligação 23  A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação: Cl2(g)  2Cl(g).  Quando mais de uma ligação é quebrada: CH4(g)  C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ  A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização: D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ  As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.
  25. 25. 6. Força da ligação 4
  26. 26. 25 6. Força da ligação
  27. 27. 26  Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações simples.  Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que as ligações simples.  Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos. 6. Força da ligação
  28. 28. 7. Modelo RPENV 27  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 para minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.
  29. 29. 7. Modelo RPENV 28
  30. 30. 7. Modelo RPENV 29  O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas no ângulo de ligação 104.5O 107O N HH H C H HH H 109.5O O HH C O Cl Cl 111.4o 124.3o
  31. 31. 7. Modelo RPENV 30  Moléculas com níveis de valência expandidos
  32. 32. 7. Modelo RPENV 31  Fórmulas espaciais de moléculas maiores
  33. 33. 8. Teoria de Ligação de Valência (TLV) 32  Usamos a TLV: • As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem. • Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.
  34. 34. 8. Teoria de Ligação de Valência (TLV) 33
  35. 35. 8.1. Orbitais Híbridos 34 Os orbitais atômicos misturam-se para formar orbitais híbridos em moléculas poliatômicas.
  36. 36. 35 Hibridização sp3 Ligação em Metano e Etano: Ligações Simples () 2s 2p excitar 2s 2p hibridizar sp3 8.1. Orbitais Híbridos
  37. 37. 36 • Os orbitais usados na formação de ligação determina os ângulos de ligação e a geometria da molécula. • Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5° • Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um do outro (Modelo RPENV). • O carbono sp3: geometria tetraédrica. 8.1. Orbitais Híbridos
  38. 38. 37 Hibridização sp2 Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla 2s 2p excitar 2s 2p hibridizar sp2 2p 8.1. Orbitais Híbridos
  39. 39. 38 • O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°. • O carbono sp2 : geometria trigonal planar. 8.1. Orbitais Híbridos
  40. 40. 39 8.1. Orbitais Híbridos Hibridização sp Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla
  41. 41. 40 • Ângulo de ligação do carbono sp : 180°. • Uma ligação tripla consiste de uma ligação  duas ligações p. • O carbono sp: geometria linear. 2s 2p excitar 2s 2p hibridizar sp 2p 8.1. Orbitais Híbridos
  42. 42. 8.1. Orbitais Híbridos 41 • Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação . • Quanto maior a densidade eletrônica na região de superposição dos orbitais, mais forte é a ligação. • Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação. • Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação. C C C C C C 1,54Å 1,34Å 1,20Å 109,5º<120º<180º
  43. 43. 8.1. Orbitais Híbridos 42  Ligações Múltiplas
  44. 44. 9. Teoria do Orbital Molecular 43  Orbitais moleculares: • Cada um contém um máximo de dois elétrons; • Têm energias definidas; • Podem ser visualizados com diagramas de contorno; • Estão associados com uma molécula como um todo; • A quantidade de OAs que se superpõem é a mesma de OMs que se formam.
  45. 45. 9. Orbitais Moleculares 44 • Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo. • Ligação : formada pela superposição de dois orbitais s.
  46. 46. 9. Teoria do Orbital Molecular 45  A molécula de hidrogênio
  47. 47. 9. Teoria do Orbital Molecular 46
  48. 48. 9. Teoria do Orbital Molecular 47 Ligação sigma () é formada pela superposição de dois orbitais p Uma ligação  é mais forte do que uma ligação p
  49. 49. 9. Teoria do Orbital Molecular 48 Ligação pi (p) é formada pela superposição lado-a-lado de dois orbitais p paralelos
  50. 50. 10. Fórmulas moleculares e mínimas 49 • Fórmulas moleculares
  51. 51. 11. Desenhando moléculas 50
  52. 52. 12. Forças Intermoleculares 51 • Quanto maior as forças intermoleculares entre as moléculas, maior será o ponto de ebulição da substância.  Forças de van der Waals  Interação dipolo–dipolo  Ligações de hidrogênio
  53. 53. 12. Forças Intermoleculares 52 - Forças de Dispersão de London • O ponto de ebulição de uma substância aumenta com o aumento nas forças de van der Waals. • Polarizabilidade : capacidade de os elétrons responderem a uma mudança de campo elétrico. Elétrons mais ou menos fortemente presos (F<Cl<Br<I). Dipolos temporários
  54. 54. 12. Forças Intermoleculares 53 Forças de van der Waals Dipolos temporários
  55. 55. 12. Forças Intermoleculares 55 - Íon - Dipolo - Dipolo – Dipolo
  56. 56. 12. Forças Intermoleculares 56 • Uma ligação de hidrogênio é um tipo especial de interação dipolo–dipolo CH3CH2 O H O H CH2CH3 ......... • Uma ligação de hidrogênio forte: O, N ou F. • P.E. álcool etílico: +78,5 °C • P.E. éter dimetílico: -24,9 °C Ligação de Hidrogênio
  57. 57. • Quais moléculas formam ligação de Hidrogênio intermolecular?
  58. 58. • Qual a hibridação de cada átomo?
  59. 59. Errado
  60. 60. Certo
  61. 61. Certo
  62. 62. Certo
  63. 63. Errado
  64. 64. Certo
  65. 65. errado
  66. 66. Certo
  67. 67. b
  68. 68. b

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