Teoria Estrutural

Renata Mendonça

Natal-RN

2013

1. Introdução

1

Teoria vital

NH4+ -OCN

O

H2N NH2

calor

cianato de amônia uréia

Química orgânica – química dos compostos de

carbono

1. Introdução

2

• O carbono não libera nem aceita elétrons

prontamente

• O carbono compartilha elétrons com outros átomos

de carbono bem como com diferentes tipos de

átomos

Segundo período da tabela períodica

1. Introdução

3

• Os átomos consistem em um núcleo denso

positivamente carregado rodeado por elétrons.

• Núcleo: Prótons e nêutrons

• Número atômico (Z): número de prótons em seu núcleo

• Número massa (A): a soma de prótons e nêutrons de

um átomo

• Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente

número de massa.

1. Introdução

4

• A mecânica quântica usa a equação matemática do

movimento de onda para caracterizar o movimento dos

elétrons em torno do núcleo.

• As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um

elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde

um elétron tem maior probabilidade de ser encontrado.

• Dos quatro orbitais existentes (s, p, d e f).

s p d

1. Introdução

5

1. Introdução

6

• Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de

energia, com não mais que dois elétrons por orbital,

com spins opostos.

• Os elétrons ocuparão orbitais vazios de mesma

energia antes de serem emparelhados em um

mesmo orbital.

Princípio de exclusão de Pauli

A regra de Hund

1. Valência dos átomos

7

H F I Cl Br monovalente

O divalente

N trivalente

C tetravalente

2. Ligações químicas: Ligação Iônica

8

• Substâncias iônicas são formadas quando um elemento

eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento

eletronegativo.

Cloreto de sódio

9

Ligação Covalente

2. Ligações químicas: Ligação covalente

2.1. Estrutura de Lewis

10

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar

quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma

ligação simples.

• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.

• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.

• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo

central um octeto, tente ligações múltiplas.

2.2. Polaridade das ligações

11

• Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma

extremidade negativa

Momento de dipolo (D) = m = e x d

(e) : grandeza da carga no átomo

(d) : distância entre as duas cargas

Tab. 4: Momentos de dipolo de algumas ligações

H F - +

2.3. Polaridade da molécula

12

Composto F2 HF LiF

Diferença de

eletronegatividade

4,0 – 4,0 = 0 4,0 - 2,1 = 1,9 4,0 - 1,0 = 3,0

Tipo de ligação Covalente

apolar

Covalente polar Iônica

2.3. Polaridade da molécula

13

2.3. Polaridade da molécula

14

2.3. Polaridade da molécula

15

3. Forma e Estrutura das Moléculas

16

Formas Espaciais Moleculares

3. Forma e Estrutura das Moléculas

17

Existem 5 geometrias principais:

4. Carga Formal

18

N

H

HH

H

P/ o N: 5 - 4= +1

P/ o H: 1- 1= 0

Carga do íon = 4(0) + 1 = +1

A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons

de valência menos o número de elétrons atribuídos ao

átomo na estrutura de Lewis.

A soma das cargas formais em uma molécula somam zero

e em um íon será igual a carga total de um íon.

5. Ressonância

19

No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário.

O

OO

O

OO

5. Ressonância

20

C

O

O O

C

O

O O

C

O

O O

As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula ou íon

real, elas existem apenas no papel.

Conectamos a estrutura por uma seta a molécula real é um híbrido de

todas as estruturas.

Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover

elétrons.

Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas.

5. Ressonância

21

- A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser

prevista para qualquer estrutura contribuinte.

- Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o

híbrido e um sistema descrito por eles tem uma energia de estabilização

grande.

5. Ressonância

22

-Quanto mais estável uma estrutura, maior é a contribuição

para o híbrido.

-Quanto mais ligações covalentes, mais estável ela é. As

estruturas nas quais todos os átomos tem níveis de valência

completo são especialmente estáveis.

-A separação de cargas diminue a estabilidade.

-Os contribuintes com carga negativa em átomos altamente

eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com

carga negativa em átomos menos eletronegativos ou

eletropositivos.

6. Força da ligação

23

A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é

denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação:

Cl2(g) 2Cl(g).

Quando mais de uma ligação é quebrada:

CH4(g) C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ

A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização:

D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ

As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.

6. Força da ligação

4

25

6. Força da ligação

26

Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do

que as ligações simples.

Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais

fortes do que as ligações simples.

Quando o número de ligações entre os átomos aumenta,

os átomos são mantidos mais próximos e mais

firmemente unidos.

6. Força da ligação

7. Modelo RPENV

27

Para determinar o arranjo:

• Desenhe a estrutura de Lewis;

• Conte o número total de pares de elétrons ao redor do

átomo central;

• Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias para

minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas

como um par de ligação.

7. Modelo RPENV

28

7. Modelo RPENV

29

O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas no

ângulo de ligação

104.5O107O

NHH

H

C

H

HHH109.5O

OHH

C O

Cl

Cl

111.4o

124.3o

7. Modelo RPENV

30

Moléculas com níveis de valência expandidos

7. Modelo RPENV

31

Fórmulas espaciais de moléculas maiores

8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)

32

Usamos a TLV:

• As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem.

• Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.

8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)

33

8.1. Orbitais Híbridos

34

Os orbitais atômicos misturam-se para formar orbitais

híbridos em moléculas poliatômicas.

35

Hibridização sp3

Ligação em Metano e Etano:

Ligações Simples ()

2s 2p

excitar

2s 2p

hibridizar

sp3

8.1. Orbitais Híbridos

36

• Os orbitais usados na formação de ligação determina os ângulos de

ligação e a geometria da molécula.

• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5°

• Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um

do outro (Modelo RPENV).

• O carbono sp3: geometria tetraédrica.

8.1. Orbitais Híbridos

37

Hibridização sp2

Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla

2s 2p

excitar

2s 2p

hibridizar

sp2 2p

8.1. Orbitais Híbridos

38

• O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°.

• O carbono sp2 : geometria trigonal planar.

8.1. Orbitais Híbridos

39

8.1. Orbitais Híbridos

Hibridização sp

Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla

40

• Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.

• Uma ligação tripla consiste de uma ligação duas ligações p.

• O carbono sp: geometria linear.

2s 2p

excitar

2s 2p

hibridizar

sp 2p

8.1. Orbitais Híbridos

8.1. Orbitais Híbridos

41

• Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação .

• Quanto maior a densidade eletrônica na região de

superposição dos orbitais, mais forte é a ligação.

• Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação.

• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.

C C C C C C

1,54Å 1,34Å 1,20Å

109,5º<120º<180º

8.1. Orbitais Híbridos

42

Ligações Múltiplas

9. Teoria do Orbital Molecular

43

Orbitais moleculares:

• Cada um contém um máximo de dois elétrons;

• Têm energias definidas;

• Podem ser visualizados com diagramas de contorno;

• Estão associados com uma molécula como um todo;

• A quantidade de OAs que se superpõem é a mesma de

OMs que se formam.

9. Orbitais Moleculares

44

• Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo.

• Ligação : formada pela superposição de dois orbitais s.

9. Teoria do Orbital Molecular

45

A molécula de hidrogênio

9. Teoria do Orbital Molecular

46

9. Teoria do Orbital Molecular

47

Ligação sigma () é formada pela superposição de dois

orbitais p

Uma ligação é mais forte do que uma ligação p

9. Teoria do Orbital Molecular

48

Ligação pi (p) é formada pela superposição lado-a-lado

de dois orbitais p paralelos

10. Fórmulas moleculares e mínimas

49

• Fórmulas moleculares

11. Desenhando moléculas

50

12. Forças Intermoleculares

51

• Quanto maior as forças intermoleculares entre as

moléculas, maior será o ponto de ebulição da

substância.

Forças de van der Waals

Interação dipolo–dipolo

Ligações de hidrogênio

12. Forças Intermoleculares

52

- Forças de Dispersão de London

• O ponto de ebulição de uma substância aumenta com o

aumento nas forças de van der Waals.

• Polarizabilidade : capacidade de os elétrons responderem a uma

mudança de campo elétrico. Elétrons mais ou menos fortemente

presos (F<Cl<Br<I).

Dipolos temporários

12. Forças Intermoleculares

53

Forças de van der Waals

Dipolos temporários

12. Forças Intermoleculares

55

- Íon - Dipolo

- Dipolo – Dipolo

12. Forças Intermoleculares

56

• Uma ligação de hidrogênio é um tipo especial de interação dipolo–dipolo

CH3CH2 O H O

H

CH2CH3

.........

• Uma ligação de hidrogênio forte: O, N ou F.

• P.E. álcool etílico: +78,5 °C

• P.E. éter dimetílico: -24,9 °C

Ligação de Hidrogênio

• Quais moléculas formam ligação de Hidrogênio intermolecular?

• Qual a hibridação de cada átomo?

Errado

Certo

Certo

Certo

Errado

Certo

errado

Certo

b

b