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Carregado porInês Monteiro
Energia de orbitais
O documento discute as teorias de ligação química, incluindo: 1) A teoria da ligação de valência e sua limitação para explicar condutores e semicondutores; 2) A hibridização de orbitais atômicos para explicar geometrias moleculares; 3) A teoria dos orbitais moleculares para descrever ligações entre átomos.
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- 2. Conteúdo • • • • • • • O Que seEspera de uma Teoria de Ligação Introdução ao método da Ligação de Valência Hibridização de Orbitais Atômicos Ligações Covalentes Múltiplas Teoria de Orbitais Moleculares Elétrons Delocalizados: As Ligações na Molécula de Benzeno. Ligações em Metais
- 3. Por Quê SãoNecessárias Novas Teorias de Ligação? •A teoria de Lewis apresenta alguns problemas: •Ela não explica a existência de condutores ou semicondutores. •São necessárias abordagens mais sofisticadas: •Hibridização •Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos.
- 4. O Que SeEspera de Uma Teoria de Ligação? • Aproxima-se os átomos, vindos do infinito. – Os elétrons são atraídos por ambos os núcleos. – Os elétrons se repelem – Os núcleos se repelem • Constrói-se um gráfico de energia potencial versus distância. – Energias negativas → forças de atração – Energias positivas → forças de repulsão
- 5. Diagrama de EnergiaPotencial
- 6. Introdução ao Métododa Ligação de Valência • Orbitais atômicos descrevem as ligações covalentes • A área de interpenetração (overlap) dos orbitais está em fase. • É um modelo localizado de ligação.
- 7. Ligações emH2S Átomos isolados Ligaçõescovalentes Os orbitais de ligação estão em cinza
- 8. Exemplo 1 Usando ométodo da ligação de valência para descrever uma estrutura molecular. Descreva a molécula de fosfina, PH3, pelo método da ligação de valência Identifique os elétrons de valência:
- 9. Exemplo 1 Esboce osorbitais: Faça o overlap dos orbitais: Descreva a forma: são 92-94° Piramidal trigonal (os ângulos observados
- 10. Hibridização de OrbitaisAtômicos Estado Fundamental Estado Excitado O número de orbitais hibridizados é igual ao de orbitais atômicos
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- 14. Hibridização sp3 noNitrogênio
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- 17. Orbitais no Boro Combinepara gerar três orbitais sp2 Que são representados pelo conjunto
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- 19. Orbitais no Berílio Combinepara gerar três orbitais sp Que são representados pelo conjunto
- 20. Hybridização sp3d esp3d2 Orbitais sp3d Orbitais sp3d2 Estrutura bipiramidal trigonal Estrutura octaédrica
- 21. Orbitais Híbridos eVSEPR • Escreva uma estrutura de Lewis plausível. • Use a VSEPR para prever a geometria eletrônica. • Escolha a hibridização apropriada.
- 22. Ligações Covalentes Múltiplas •O etileno possui uma ligação dupla em sua estrutura de Lewis. • VSEPR: carbono trigonal planar
- 23. Etileno Conjunto de orbitaissp2 + p Ligações sigma (σ) Overlap de orbitais p origina uma ligação pi (π)
- 24. Acetileno • O Acetileno,C2H2, possui uma ligação tripla. • VSEPR: carbono linear. Formação de ligações σ Formação de ligações π
- 25. Teoria de OrbitaisMoleculares • Os orbitais atômicos estão isolados nos átomos. • Orbitais moleculares incluem dois ou mais átomos • Obtidos através de LCAO (CLOA): – Combinação Linear de Orbitais Atômicos. Ψ1 = φ1 + φ2 Ψ2 = φ1 - φ2
- 26. Combinação de OrbitaisAtômicos Adição Subtração Orbitais moleculares ligantes e antiligantes
- 27. Orbitais Moleculares doHidrogênio Plano Nodal Antiligante Orbitais 1s de Dois átomos de hidrogênio separados Ligante Orbitais moleculares da molécula de H2 Densidade de carga eletrônica (probabilidade) ao longo de uma linha ligando os dois átomos Diagrama de níveis de energia
- 28. Idéias Básicas aRespeito de OMs • Número de OAs= número de OMs. • Há sempre a formação de OMs ligantes E antiligantes a partir do OAs. • Os elétrons ocupam primeiro o OM de mais baixa energia. • O princípio da exclusão de Pauli se aplica: – O número máximo de elétrons por OM é dois. • A regra de Hund se aplica: – Oms degenerados são preenchidos antes do emparelhamento.
- 29. Ordem de Ligação •Espécies estáveis possuem mais elétrons em orbitais ligantes do que em orbitais antiligantes No. e - em OMs Ligantes - No. e - em OMs Antiligantes Ordem de Ligação= 2
- 30. Moléculas Diatômicas doPrimeiro Período OL = (e-lig - e-antilig )/2 OL H += (1-0)/2 = ½ 2 OL H += (2-0)/2 = 1 2 OL He + = (2-1)/2 = ½ 2 OL He + = (2-2)/2 = 0 2
- 31. Electronic Configuration ofH2-type Molecules From the previous theory, we can fill the M Os with electrons for the H2-type molecule: Molecule e-configuration H2+ 1σ (1σ1) H2, He22+ 1σ2 H2–, He2+ 1σ2 1σ∗ H22–, He2 1σ2 1σ∗2 Bond order ½ 1 ½ 0 bondlength 106 pm 74, ~75 ~106, 108 not formed Describe the relationships of bondlength & bondorder and e-configurations; learn to reason Theories of chemical bonding
- 32. Orbitais Moleculares doSegundo Período • O primeiro período só utiliza orbitais 1s. • No segundo período há orbitais 2s e 2p disponíveis. • Overlap de orbitais p: – Overlap terminal é mais efetivo – ligação sigma (σ). – Overlap lateral é bom – ligação pi (π).
- 33. Orbitais Moleculares doSegundo Período
- 34. Combinações de Orbitaisp (antiligante) (ligante) (antiligante) (ligante) (antiligante) (ligante)
- 35. Diagrama de OMEsperado Para C2
- 36. Diagrama de OMModificado ParaC2
- 37. Diagramas de OMPara Moléculas Diatômicas do 2o. Período.
- 38. Diagramas Para MoléculasDiatômicas Heteronucleares
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- 40. Benzeno Esquema das ligaçõesσ Esquema das ligações π Representação simbólica
- 41. Benzene The benzene structurehas fascinated scientists for centuries. It’s bonding is particularly interesting. The C atom utilizes sp2 hybrid AO in the sigma bonds, and the remaining p AO overlap forming a ring of p bonds. Sigma σ bonds are represented by lines, and the p orbitals for the π bonds are shown by balloon-shape blobs. Note the + and – signs of the p orbitals. Thus, we represent it by + + + + + + – – – Theories of chemical bonding –
- 42. More About Benzene Theoriesof chemical bonding 42 Flávio Vichi, QFL-137, 2007
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- 44. Ozônio Esquema das ligaçõesσ Orbital molecular π delocalizado
- 45. Ligações em Metais •Modelo do mar de elétrons – Núcleos em um mar de e-. – Brilho metálico. – Maleabilidade. Força aplicada
- 46. Ligações em Metais Teoriade Bandas. • Extensão da TOM: N átomos originam N orbitais de energia muito próxima. • N/2 são preenchidos. A banda de valência. • N/2 ficam vazios. A banda de condução. Banda de Energia
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- 48. Semicondutores • Semicondutores intrínsecos:band gap fixo. • Ex: CDs, absorve luz violeta e parte da azul, e reflete a luz menos energética: aparência amarelo brilhante. • GaAs: band gap pequeno, toda a luz visível é absorvida: preto.
- 49. Semicondutores • Semiciondutores extrínsecos:o band gap é controlado através da adição de impurezas: dopagem. • O nível de energia do P fica logo abaixo da banda de condução do Si. P usa 5 elétrons para se ligar ao Si, e o excedente pode ser doado. • Semicondutor do tipo n se refere a negativo, o tipo de carga que é MÓVEL. • O nível de energia do Al fica logo acima da banda de valência do Si. Elétrons podem entrar no orbital do Al, deixando um BURACO na banda de valência. A carga positiva pode se mover e este é portanto um semicondutor tipo p.
- 50. Semicondutores Banda de Banda de condução condução Nível doador Nível aceptor Bandade Banda de valência valência Semicondutor tipo n Semicondutor tipo p
- 51. Células Fotovoltaicas Luz solar Silíciotipo p Silício tipo n
Notas do Editor
- #2 {"50":"Intrinsic semiconductors: fixed band gap. \nEx. CdS, absorbs violet light and some blue, reflects less energetic light. Thus looks bright yellow.\nGaAs, small band gap, all visible light is absorbed, looks black.\nExtrinsic semiconductors: band gap is controlled by addition of impurities – doping.\nEnergy level of P is just below the conduction band of Si. P uses four of five electrons to bond to Si, one left over can be donated.\nn-type semiconductor – n refers to negative, the type of charge that is MOBILE.\nEnergy level of Al is just above the valence band. Electrons can move into the Al orbital and leave a HOLE in the valence band. Positive charge can move around thus this is a p-type semiconductor.\n","28":"Pauli – maximum number of e- in an MO is two\nDegenerate orbitals are filled singly before e- pair up.\n","7":"Bonding atomic orbitals are shown in grey.\n","2":"Lewis theory has shortcomings. It does not explain conduction or semiconductors. More sophisticated approaches are required.\nHybridization. Molecular orbitals from atomic orbitals. \n","9":"Observed bond angles are 92-94°.\n","26":"Bonding and antibonding molecular orbitals.\n"}