Download - Aula 09 Química Geral (Ligações Químicas)
04/04/2012
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Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química Disciplina: Química Geral
Ligações Químicas
Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira Professora: Liliana Lira Pontes
Semestre 2012.1
Ressonância
Estrutura de ressonância ou híbrido de ressonância: Mais de uma possibilidade de representar a estrutura de Lewis para uma molécula
Ex: NO3-
As três tem a mesma energia, todas são válidas
Medidas experimentais : nenhuma estrutura sozinha é correta;
Todos os comprimentos de ligação são iguais (124 pm);
Características intermediárias entre uma dupla pura e uma simples pura;
Ressonância Ressonância
Híbridos de ressonância
CO32-
Geometria molecular
Forma como os átomos numa molécula se orientam no espaço.
As moléculas tem formas espaciais e tamanhos definidos pelos ângulos e pelas distâncias entre os núcleos e seus átomos.
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
colaterais.
Geometria molecular
Lewis explica as fórmulas dos compostos covalentes,
mostram o número e o tipo de ligação entre os átomos;
Fórmula de Lewis não indicam as formas espaciais das
moléculas;
Ex: CCl4
A forma espacial como um todo de uma molécula é
determinada pelos seus ângulos de ligação
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Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela minimização das repulsões entre os pares de elétrons da camada de valência.
O método determina a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor do átomo central numa molécula.
O modelo mais simples é baseado na estruturas de Lewis: VSEPR (valence shell electron-pair repulsion)
Geometria molecular Geometria molecular
Moléculas com um único átomo central ligado a
dois ou mais átomos do mesmo tipo.
Fórmula geral ABn átomo central A está ligado
a n átomos B.
EX: CO2 e H2O
AB2
Linear Angular
AB3
Geometria molecular Piramidal
Trigonal
SO3
Trigonal
Plana
Forma T
ClF3
Orientação Espacial dos Pares de elétrons ao redor do átomo central
Geometria molecular
Tetraédrica Piramidal
Trigonal
Angular
Aplicando o método VSEPR
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 obtida na etapa 3.
Domínios ligantes: par de elétrons ligantes;
Domínios não - ligantes: par de elétrons
isolados;
Domínios de elétrons (par não ligante, ligação
simples ou dupla)
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Geometria
da
molécula
Exemplos
ClF3 CO2
H2O
SF4
NH3
BF3
SeO3
Simetria Molecular e a Polaridade das Moléculas
Uma molécula será apolar se
(a) as ligações forem não- polares ou (b) não existirem pares isolados nas camadas de valência do átomo central e todos os átomos ligados a esse átomo central forem idênticos
Uma molécula na qual o átomo central possui pares isolados de
elétrons geralmente é polar
“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”
Teoria de Ligação de Valência (teoria VB)
Sobreposição de Orbitais Atômicos Semi – Preenchidos;
Linus Pauling 1931
Supõe átomos individuais, cada qual com
seus orbitais e elétrons, agrupando-se para
formar as ligações covalentes da molécula
Heitler e London, 1927
Teoria de Ligação de Valência (teoria VB) Teoria de Ligação de Valência (teoria VB)
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Tipos de Ligações Covalentes
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Orbital s
O orbital s tem simetria esférica ao redor do núcleo.
São mostradas duas alternativas de representar a nuvem eletrônica de um orbital s:
Tipos de Ligações Covalentes
Orbital p Forma geométrica dos orbitais p é a de duas esferas
achatadas até o ponto de contato (o núcleo atômico) e orientadas segundo os eixos de coordenadas.
Tipos de Ligações Covalentes
Orbital p
pz orbital py orbital px orbital
Z
x
y
Tipos de Ligações Covalentes
Orbital d
Os orbitais d tem formas diversificadas: quatro (têm forma de 4 lóbulos).Último um duplo lóbulo rodeado por um anel.
Tipos de Ligações Covalentes
Orbital f Os orbitais f apresentam formas que podem ser
derivadas da adição de um plano nodal às formas dos orbitais d.
Tipos de Ligações Covalentes
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Ligações σ (sigma)
Tipos de Ligações Covalentes
H= 1s1
H=1s1
F = 2s2 2p5
H2
Tipos de Ligações Covalentes
N2
Ligações π (pi)
Tipos de Ligações Covalentes
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.
A diferença destes novos orbitais atômicos, denominados orbitais híbridos, acontece tanto na geometria (forma) como no conteúdo energético.
sp3, sp2, sp, sp3d, sp3d2
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O número dos orbitais híbridos obtidos será o mesmo dos orbitais existentes antes de serem misturados.
Hibridização de orbitais atômicos
Orbital s Orbital p
Hibridização sp
BeF2
F
Be
Geometria Linear
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 sp e Ligações Múltiplas Hibridização sp2
BF3
Hibridização sp2 Exemplo de hibridação sp2
H2C=CH2
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).
C C H
H
H
H
Hibridização e Ligações Múltiplas
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Hibridização sp3 Hibridização sp3
Exemplo de hibridação sp3 CH4
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Exemplo de hibridação sp3 CH4
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.
Hibridização sp3
carbono possui 4 elétrons de valência 2s22p2
O carbono pode formar ligações simples, duplas e triplas. O carbono pode apresentar orbitais híbridos do tipo sp, sp2 e sp3
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FORMA DAS MOLÉCULAS
sp3 - tetraédrica
sp3
H
H
C
H
H
Hibridização sp3
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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-