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Aula 09 Química Geral (Ligações Químicas)

Tiago da Silva
Tiago da Silva
Tiago da SilvaPromotor de Vendas em Provider Soluções Tecnológicas Ltda

Aula 09 Química Geral (Ligações Químicas)

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04/04/2012




                       Universidade Federal da Paraíba
                    Centro de Ciências Exatas e da Natureza
                                                                        Ressonância
                          Departamento de Química
                             Disciplina: Química Geral                Estrutura de ressonância ou híbrido de ressonância: Mais de uma
                                                                      possibilidade de representar a estrutura de Lewis para uma
                                                                      molécula

                                                                      Ex: NO3-
                   Ligações Químicas
      Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira
               Professora: Liliana Lira Pontes


                                                                                 As três tem a mesma energia, todas são válidas
                        Semestre 2012.1




 Ressonância                                                            Ressonância
 Medidas experimentais : nenhuma estrutura sozinha é correta;
                                                                                                                            CO32-
 Todos os comprimentos de ligação são iguais (124 pm);
 Características intermediárias entre uma dupla pura e uma simples
 pura;
                                                                                            Híbridos de ressonância




 Geometria molecular                                                    Geometria molecular

 Forma como os átomos numa molécula
                                                                         Lewis explica as fórmulas dos compostos covalentes,
 se orientam no espaço.                                                  mostram o número e o tipo de ligação entre os átomos;
 As moléculas tem formas espaciais e
                                                                         Fórmula de Lewis não indicam as formas espaciais das
 tamanhos definidos pelos ângulos e pelas                                moléculas;
 distâncias entre os núcleos e seus átomos.
                                                                        Ex: CCl4
  Pode afetar as propriedades físicas e químicas, como o
  ponto de fusão, ebulição, densidade, etc.

Reações bioquímicas: pequena variação na forma ou no tamanho de
um medicamento       aumento da efetividade e redução de efeitos                 A forma espacial como um todo de uma molécula é
                          colaterais.                                                determinada pelos seus ângulos de ligação




                                                                                                                                          1
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Geometria molecular                                               Geometria molecular
O modelo mais simples é baseado na estruturas de Lewis:
VSEPR (valence shell electron-pair repulsion)                     Moléculas com um único átomo central ligado a
                                                                  dois ou mais átomos do mesmo tipo.
Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de
Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela          Fórmula geral ABn             átomo central A está ligado
minimização das repulsões entre os pares de elétrons da camada    a n átomos B.
de valência.
                                                                 EX: CO2 e H2O
O método determina a orientação mais estável dos pares               AB2
eletrônicos ao redor do átomo central numa molécula.

                                                                                              Linear                Angular




Geometria molecular                 Piramidal                    Orientação Espacial dos Pares de elétrons ao redor do átomo central

                                    Trigonal

AB3


                   ClF3

                                                Trigonal
                                                 Plana
                                       SO3

    Forma T




                                                                 Aplicando o método VSEPR
Geometria molecular
                                                                  1- Esquematizar a estrutura de Lewis
                                                                  2- Determinar o número de domínios de elétrons, domínios
                                                                  ligantes e não ligantes do átomo central.
                                                                  3- Orientar o par de elétrons e as ligações nas posições apropriadas
                                                                  ao redor do átomo central a fim de minimizar as repulsões entre
                                                                  eles. Determine o arranjo.
                                                                  4- Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura geométrica
   Tetraédrica            Piramidal              Angular          obtida na etapa 3.
                          Trigonal                                 Domínios ligantes: par de elétrons ligantes;
                                                                   Domínios não - ligantes: par de elétrons
                                                                   isolados;
                                                                   Domínios de elétrons (par não ligante, ligação
                                                                   simples ou dupla)




                                                                                                                                           2
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                                                                  Exemplos
                                                                                                              SeO3
                                      Geometria
                                                                ClF3                        CO2
                                         da
                                      molécula

                                                                                       H2O
                                                               SF4                                       BF3
                                                                                    NH3




Simetria Molecular e a Polaridade das Moléculas     Teoria de Ligação de Valência (teoria VB)
                                                   “Formam-se    uma ligação entre dois
                                                   átomos quando dois elétrons com seus
                                                   spins emparelhados são compartilhados
                                                   por dois orbitais atômicos sobrepostos,
                                                   sendo que um orbital de cada átomo se
                                                   une para fazer a ligação”
  Uma molécula será apolar se
                                                      Supõe átomos individuais, cada qual com
 (a) as ligações forem não- polares                  seus orbitais e elétrons, agrupando-se para
ou (b) não existirem pares isolados                  formar as ligações covalentes da molécula
nas camadas de valência do átomo
central e todos os átomos ligados a                                                                Linus Pauling 1931
esse átomo central forem idênticos                Sobreposição de Orbitais Atômicos
                                                  Semi – Preenchidos;
Uma molécula na qual o átomo
central possui pares isolados de                                                                    Heitler e London, 1927
  elétrons geralmente é polar




  Teoria de Ligação de Valência (teoria VB)         Teoria de Ligação de Valência (teoria VB)




                                                                                                                                3
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                                                        Tipos de Ligações Covalentes
                                                           Orbital s
                                                        O orbital s tem simetria esférica ao redor do
         Tipos de Ligações                                núcleo.
            Covalentes                                  São mostradas duas alternativas de representar a
                                                          nuvem eletrônica de um orbital s:




                                                                                                    20




Tipos de Ligações Covalentes                            Tipos de Ligações Covalentes
   Orbital p
Forma geométrica dos orbitais p é a de duas esferas
                                                          Orbital p
achatadas até o ponto de contato (o núcleo atômico) e
                                                            Z
orientadas segundo os eixos de coordenadas.                                                              y


                                                                                       x




                                                        pz orbital        px orbital       py orbital




Tipos de Ligações Covalentes                            Tipos de Ligações Covalentes
  Orbital d
                                                           Orbital f
Os orbitais d tem formas diversificadas: quatro
(têm forma de 4 lóbulos).Último um duplo lóbulo         Os orbitais f apresentam formas que podem ser
rodeado por um anel.                                    derivadas da adição de um plano nodal às formas
                                                        dos orbitais d.




                                                                                                             4
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Tipos de Ligações Covalentes             Tipos de Ligações Covalentes

Ligações σ (sigma)




                               H=1s1
        H= 1s1             F = 2s2 2p5
         H2




                                         Tipos de Ligações Covalentes
   N2

                                         Ligações π (pi)


                                         São formadas entre átomos que já possuem
                                         ligação σ.
                                         Não permitem rotação dos átomos em torno do
                                         eixo internuclear.
                                          Orbitais “s” não formam ligações pi.




                                         Hibridização de orbitais atômicos
                                         Mistura de orbitais pertencentes a um mesmo
                                         átomo, originando novos orbitais iguais entre si,
                                         mas diferentes dos orbitais originais.

                                                    sp3, sp2, sp, sp3d, sp3d2

                                          A diferença destes novos orbitais atômicos,
                                          denominados orbitais híbridos, acontece tanto
                                          na geometria (forma) como no conteúdo
                                          energético.




                                                                                              5
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  Hibridização de orbitais atômicos                                Hibridização sp


     O número dos orbitais híbridos obtidos                     Orbital s    Orbital p
     será o mesmo dos orbitais existentes
                                                                  BeF2
     antes de serem misturados.                                                                               Geometria Linear

                                                                                        F



                                                                                            Be




                                                          31




      Hibridização sp e Ligações Múltiplas                       Hibridização sp2
                                                                  BF3




No acetileno existem 3 tipos de ligações: ligações
 sigma s-sp; ligação sigma sp-sp; ligações pi
Ligação tripla  uma ligação sigma  e duas ligações pi




  Hibridização sp2                                                Hibridização e Ligações Múltiplas
                                                                    H               H            Exemplo de hibridação sp2
                                                                         C      C                        H2C=CH2
                                                                    H               H




                                                               Os dois átomos de C encontram-se ligados por uma dupla ligação. Uma
                                                                 ligação sigma sp2-sp2 e uma ligação pi. Cada átomo de C encontra-se
                                                                 ligado a dois átomos de H (duas ligações sigma s-sp2).




                                                                                                                                         6
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Aula 09 Química Geral (Ligações Químicas)

  • 1. 04/04/2012 Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza Ressonância Departamento de Química Disciplina: Química Geral Estrutura de ressonância ou híbrido de ressonância: Mais de uma possibilidade de representar a estrutura de Lewis para uma molécula Ex: NO3- Ligações Químicas Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira Professora: Liliana Lira Pontes As três tem a mesma energia, todas são válidas Semestre 2012.1 Ressonância Ressonância Medidas experimentais : nenhuma estrutura sozinha é correta; CO32- Todos os comprimentos de ligação são iguais (124 pm); Características intermediárias entre uma dupla pura e uma simples pura; Híbridos de ressonância Geometria molecular Geometria molecular Forma como os átomos numa molécula Lewis explica as fórmulas dos compostos covalentes, se orientam no espaço. mostram o número e o tipo de ligação entre os átomos; As moléculas tem formas espaciais e Fórmula de Lewis não indicam as formas espaciais das tamanhos definidos pelos ângulos e pelas moléculas; distâncias entre os núcleos e seus átomos. Ex: CCl4 Pode afetar as propriedades físicas e químicas, como o ponto de fusão, ebulição, densidade, etc. Reações bioquímicas: pequena variação na forma ou no tamanho de um medicamento aumento da efetividade e redução de efeitos A forma espacial como um todo de uma molécula é colaterais. determinada pelos seus ângulos de ligação 1
  • 2. 04/04/2012 Geometria molecular Geometria molecular O modelo mais simples é baseado na estruturas de Lewis: VSEPR (valence shell electron-pair repulsion) Moléculas com um único átomo central ligado a dois ou mais átomos do mesmo tipo. Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela Fórmula geral ABn átomo central A está ligado minimização das repulsões entre os pares de elétrons da camada a n átomos B. de valência. EX: CO2 e H2O O método determina a orientação mais estável dos pares AB2 eletrônicos ao redor do átomo central numa molécula. Linear Angular Geometria molecular Piramidal Orientação Espacial dos Pares de elétrons ao redor do átomo central Trigonal AB3 ClF3 Trigonal Plana SO3 Forma T Aplicando o método VSEPR Geometria molecular 1- Esquematizar a estrutura de Lewis 2- Determinar o número de domínios de elétrons, domínios ligantes e não ligantes do átomo central. 3- Orientar o par de elétrons e as ligações nas posições apropriadas ao redor do átomo central a fim de minimizar as repulsões entre eles. Determine o arranjo. 4- Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura geométrica Tetraédrica Piramidal Angular obtida na etapa 3. Trigonal Domínios ligantes: par de elétrons ligantes; Domínios não - ligantes: par de elétrons isolados; Domínios de elétrons (par não ligante, ligação simples ou dupla) 2
  • 3. 04/04/2012 Exemplos SeO3 Geometria ClF3 CO2 da molécula H2O SF4 BF3 NH3 Simetria Molecular e a Polaridade das Moléculas Teoria de Ligação de Valência (teoria VB) “Formam-se uma ligação entre dois átomos quando dois elétrons com seus spins emparelhados são compartilhados por dois orbitais atômicos sobrepostos, sendo que um orbital de cada átomo se une para fazer a ligação” Uma molécula será apolar se Supõe átomos individuais, cada qual com (a) as ligações forem não- polares seus orbitais e elétrons, agrupando-se para ou (b) não existirem pares isolados formar as ligações covalentes da molécula nas camadas de valência do átomo central e todos os átomos ligados a Linus Pauling 1931 esse átomo central forem idênticos Sobreposição de Orbitais Atômicos Semi – Preenchidos; Uma molécula na qual o átomo central possui pares isolados de Heitler e London, 1927 elétrons geralmente é polar Teoria de Ligação de Valência (teoria VB) Teoria de Ligação de Valência (teoria VB) 3
  • 4. 04/04/2012 Tipos de Ligações Covalentes Orbital s O orbital s tem simetria esférica ao redor do Tipos de Ligações núcleo. Covalentes São mostradas duas alternativas de representar a nuvem eletrônica de um orbital s: 20 Tipos de Ligações Covalentes Tipos de Ligações Covalentes Orbital p Forma geométrica dos orbitais p é a de duas esferas Orbital p achatadas até o ponto de contato (o núcleo atômico) e Z orientadas segundo os eixos de coordenadas. y x pz orbital px orbital py orbital Tipos de Ligações Covalentes Tipos de Ligações Covalentes Orbital d Orbital f Os orbitais d tem formas diversificadas: quatro (têm forma de 4 lóbulos).Último um duplo lóbulo Os orbitais f apresentam formas que podem ser rodeado por um anel. derivadas da adição de um plano nodal às formas dos orbitais d. 4
  • 5. 04/04/2012 Tipos de Ligações Covalentes Tipos de Ligações Covalentes Ligações σ (sigma) H=1s1 H= 1s1 F = 2s2 2p5 H2 Tipos de Ligações Covalentes N2 Ligações π (pi) São formadas entre átomos que já possuem ligação σ. Não permitem rotação dos átomos em torno do eixo internuclear.  Orbitais “s” não formam ligações pi. Hibridização de orbitais atômicos Mistura de orbitais pertencentes a um mesmo átomo, originando novos orbitais iguais entre si, mas diferentes dos orbitais originais. sp3, sp2, sp, sp3d, sp3d2 A diferença destes novos orbitais atômicos, denominados orbitais híbridos, acontece tanto na geometria (forma) como no conteúdo energético. 5
  • 6. 04/04/2012 Hibridização de orbitais atômicos Hibridização sp O número dos orbitais híbridos obtidos Orbital s Orbital p será o mesmo dos orbitais existentes BeF2 antes de serem misturados. Geometria Linear F Be 31 Hibridização sp e Ligações Múltiplas Hibridização sp2 BF3 No acetileno existem 3 tipos de ligações: ligações sigma s-sp; ligação sigma sp-sp; ligações pi Ligação tripla  uma ligação sigma  e duas ligações pi Hibridização sp2 Hibridização e Ligações Múltiplas H H Exemplo de hibridação sp2 C C H2C=CH2 H H Os dois átomos de C encontram-se ligados por uma dupla ligação. Uma ligação sigma sp2-sp2 e uma ligação pi. Cada átomo de C encontra-se ligado a dois átomos de H (duas ligações sigma s-sp2). 6
  • 7. 04/04/2012 Hibridização sp3 Hibridização sp3 Exemplo de hibridação sp3 CH4 Hibridização sp3 Hibridização sp3 Exemplo de hibridação sp3 CH4 FORMA DAS MOLÉCULAS sp3 - tetraédrica No CH4, os 4 orbitais híbridos sp3 do C se ligam com os orbitais s de 4 átomos de H, formando 4 ligações sigma C-H. H carbono possui 4 elétrons de valência 2s22p2 C O carbono pode formar ligações simples, duplas e triplas. H O carbono pode apresentar orbitais híbridos do tipo sp, sp2 H H e sp3 39 sp3 40 7
  • 8. 04/04/2012 Exemplos Indique a Hibridização dos orbitais empregados pelo átomo central em cada uma das seguintes estruturas; a)SF4 b)SF6 c) NH3 d)H2O e)BF4- 8