GQI 00042 Química Geral e Inorg. Exp. III &

GQI 00048 Química Geral Tecnológica

Física e Engas. Civil, Elétrica, de Petróleo e de Recusos Hídricos e Meio Ambiente

Prof. Ednilsom Orestes 1º Semestre de 2014

17/02/2014 – 27/06/2014

Universidade Federal Fluminense

Instituto de Química de São Carlos

Departamento de Química Inorgânica

www.slideshare.net/Ednilsom AULA 05

FORMA E ESTRUTURA MOLECULAR

Recapitulando...

Estrutura de Lewis

Retrata apenas a conectividade (que átomos estão ligados), não a geometria (arranjo tridimensional).

Par isolado: Par de elétrons localizado sobre um átomo; não participa de ligação alguma.

Par ligante: Par de elétrons diretamente envolvidos numa ligação.

Regra do Octeto

Tendência de moléculas e íons poliatômicos em assumir estruturas onde cada átomo fica com 8(2) elétrons na

camada de valência.

Recapitulando...

Procedimento para construção de Estruturas de Lewis

1) Calcule o número total de elétrons (pares) considerando os íons.

2) Desenhe a estrutura considerando átomos centrais (normalmente com baixa eletronegatividade; fazem mais de uma ligação; carbono sempre) e terminais (fazem uma ligação somente; hidrogênio sempre), além da simetria.

3) Forme ligações simples.

4) Distribua restante dos elétrons. Primeiro nos átomos terminais como pares isolados. Se átomos centrais tiverem menos de 8 elétrons mova pares isolados de átomos terminais para pares ligados com átomos centrais.

5) Confira se todos átomos tem 8 elétrons.

Recapitulando...

Escreva as Estruturas de Lewis para o ácido acético, CH3COOH.

Recapitulando...

Valence-Shell Electron Pair Repulsion

Modelo VSEPR

Recapitulando...

Regra no. 1

Regiões com altas concentrações elétrons se

repelem e afastam-se o máximo possível para reduzir

o efeito da repulsão

Recapitulando...

Recapitulando...

Regra no. 2

Não há distinção entre ligações simples e múltiplas

Recapitulando...

Recapitulando...

Recapitulando...

Regra no. 3

Elétrons isolados também repelem elétrons ligados e

são incluídos na descrição do arranjo

Recapitulando...

Prediga a forma da molécula de trifluoreto de nitrogênio, NF3.

Prediga a forma das moléculas IF5 (octaédrico) e SO2.

Recapitulando...

Regra no. 4

Repulsão entre pares isolados > pares isolado-ligado > pares

ligado

Recapitulando...

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MOLÉCULAS POLARES

Recapitulando...

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Diga se as moléculas de (a) BF3 e (b) O3 são polares ou apolares.

(c) SF4, [polar] (d) SF6, [apolar] (e) PCl5 e (f) IF5.

Recapitulando...

TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

Recapitulando...

Teoria da Ligação de Valência

• 1ª. Teoria Mecânico-Quântica para a ligação química a ser desenvolvida.

• 2 elétrons localizados entre 2 átomos.

• Envolve somente orbitais dos átomos ligados.

• Conceitos persistem (emparelhamento de spins, ligações σ e π, hibridização).

Ex: Caso mais simples: H2.

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Recapitulando...

Recapitulando...

OU

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Recapitulando...

HIBRIDIZAÇÃO

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Recapitulando...

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Recapitulando...

Recapitulando...

O = 1s2 2s2 2p4

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Mas,...

Recapitulando...

TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES

Recapitulando...

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Recapitulando...

• Interferência destrutiva. • Orbitais ocupados reduzem força de coesão entre os átomos. • Efeito desestabilizante – fora da região internuclear (região

ligante) afastando os elétrons. • 𝐸− − 𝐸𝐻1𝑠 > 𝐸+ − 𝐸𝐻1𝑠

Recapitulando...

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Recapitulando...

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE MOLÉCULAS DIATÔMICAS

Recapitulando...

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He 1𝑠2 He 1𝑠2

He2

E

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Ordem de ligação

𝑏 =𝑛 − 𝑛∗

2

• Cada par de elétrons eleva ordem em 1 unidade.

• Quanto maior a ordem, menor comprimento da ligação.

• Quanto maior a ordem, maior a força da ligação.

Ligação Ordem Comprim. (Å) En. diss. (kJ/mol)

HH 1 0,74 432,1

NN 3 1,097 941,7

HCl 1 1,274 427,7

CH 1 1,14 435

CC 1 1,54 368

CC 2 1,34 720

CC 3 1,20 962

Recapitulando...

LIGAÇÕES EM MOLÉCULAS DIATÔMICAS HETERONUCLEARES

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Moléculas diatômicas heteronucleares

• Elétrons da ligação não são verdadeiramente covalentes.

• Densidade deslocada – ligação polar.

• Átomos adquirem cargas parciais negativas, 𝛿−, e positivas, 𝛿+.

• Coeficientes da LCAO tem pesos diferentes.

Ψ = 𝑐𝐴𝜓𝐴 + 𝑐𝐵𝜓𝐵

Ex.: HF, CO

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Recapitulando...

Ligação covalente apolar: Par de elétrons é compartilhado igualmente. Ligação iônica: um dos íons captura quase toda a densidade eletrônica. Ligação covalente polar: orbital do átomo mais eletronegativo tem menor energia, portanto, contribui mais para o orbital molecular de menor energia (vice-versa).

ENERGIAS DOS ORBITAIS MOLECULARES

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𝜎1𝑠 𝜎1𝑠∗ 𝜎2𝑠 𝜎2𝑠

∗ 𝜎2𝑝 𝜋2𝑝 𝜋2𝑝∗ 𝜎2𝑝

∗

𝜎1𝑠 𝜎1𝑠∗ 𝜎2𝑠 𝜎2𝑠

∗ 𝜋2𝑝 𝜎2𝑝 𝜋2𝑝∗ 𝜎2𝑝

∗

O2 e F2

B2, C2 e N2

Deduza a configuração eletrônica do estado fundamental da molécula de flúor e calcule a ordem de ligação.

Elétrons de valência: 2 x 7 = 14

𝜎2𝑠2 𝜎2𝑠

∗2 𝜎2𝑝2 𝜋2𝑝

4 𝜋2𝑝∗4 𝜎2𝑝

∗0

Ordem de ligação: 𝑏 = 1

2 ×(𝑁𝑒 −𝑁𝑒

∗) = 1

Deduza a configuração eletrônica e ordem de ligação no estado fundamental do carbeto 𝐶2

2−. Resp.: 𝜎2𝑠

2 𝜎2𝑠∗2 𝜎2𝑝

2 𝜋2𝑝4 𝜎2𝑝

∗2 e b = 3.

Repita para o íon 𝑂2+

ORBITAIS EM MOLÉCULAS POLIATÔMICAS

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Clorofila a Clorofila b

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