gqi-00042 & gqi-00048 aula 05
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GQI-00048 Química Geral e Tecnológica & GQI-00042 Química Geral e Inorgânica Experimental. Aula 04.TRANSCRIPT
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...
Recapitulando...
MOLÉCULAS POLARES
Recapitulando...
Recapitulando...
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.
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
OU
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
HIBRIDIZAÇÃO
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
O = 1s2 2s2 2p4
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
Mas,...
Recapitulando...
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES
Recapitulando...
Recapitulando...
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...
Recapitulando...
Recapitulando...
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE MOLÉCULAS DIATÔMICAS
Recapitulando...
Recapitulando...
He 1𝑠2 He 1𝑠2
He2
E
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
Recapitulando...
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
Recapitulando...
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
Recapitulando...
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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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