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 04

FORMA E ESTRUTURA MOLECULAR

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.

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.

OH2 COH2 ClO2-

Escreva as Estruturas de Lewis para o íon cianeto, CNO-

(carbono é central).

Escreva as Estruturas de Lewis para a amônia, NH3.

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

Escreva as Estruturas de Lewis para a uréia, (NH2)2CO. Escreva as Estruturas de Lewis para a hidrazina, H2NNH2. Desenhe o híbrido de ressonância para a molécula de ozônio (O3) sabendo que as duas ligações tem o mesmo comprimento.

Valence-Shell Electron Pair Repulsion

Modelo VSEPR

∡ 𝐻𝐶𝐻 = 109,5°

∡ 𝐹𝑆𝐹 = 90° 𝑒 180°

∡ 𝐶𝑙𝑃𝐶𝑙 = 90°, 120° 𝑒 180°

Regra no. 1

Regiões com altas concentrações elétrons se

repelem e afastam-se o máximo possível para reduzir

o efeito da repulsão

Prediga a forma da molécula de etino (acetileno), HC≡CH.

Prediga a forma das moléculas do pentafluoreto de arsênio, AsF5 (bipiramide trigonal), e do formaldeído, CH2O.

Regra no. 2

Não há distinção entre ligações simples e múltiplas

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

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

Regra no. 3

Elétrons isolados também repelem elétrons ligados e

são incluídos na descrição do arranjo

Prediga a forma da molécula de tetrafluoreto de enxofre, SF4.

Prediga a forma das moléculas I3- (linear), e XeF4.

Regra no. 4

Repulsão entre pares isolados > pares isolado-ligado > pares

ligado

MOLÉCULAS POLARES

CCl3H

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.

TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

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.

OU

HIBRIDIZAÇÃO

Diga qual é a hibridização do enxofre no tetrafluoreto de fósforo, PF5.

Resp.: sp3d

Repita para trifluoreto de cloro [sp3d] e do BrF4-.

Diga quais são ligações 𝜎 e 𝜋 e quais os ângulos entre elas para a molécule de ácido fórmico HCOOH.

Repita para C3O2, (OCCCO). Linear, hibridização sp, C´s ligação 𝜎 e 𝜋 com C e O.

• Híbridos = mistura de orbitais atômicos.

• Possuem forma diferente dos orbitais originais.

• No. híbridos = No. orbitais originais.

• Promovem a superposição estabilidade.

• Ligações: híbridos + híbridos; híbridos + puros; puros + puros.

O = 1s2 2s2 2p4

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Mas,...

TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES

Teoria do Orbital Molecular

• Elétrons deslocalizados pela molécula

Teoria do Orbital Molecular

• Elétrons deslocalizados pela molécula Ex: Íon molecular H2

+.

Teoria do Orbital Molecular

• Elétrons deslocalizados pela molécula Ex: Íon molecular H2

+.

𝐻 = −ℏ2

2𝑚𝑒𝛻𝑒2 −

𝑒2

4𝜋𝜖0

1

𝑟𝑎+

1

𝑟𝑏−1

𝑅

𝐻 Ψ = 𝐸Ψ

• 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

He 1𝑠2 He 1𝑠2

He2

E

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

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