QUÍMICA GERAL
UNIDADE 6 – GEOMETRIA MOLECULAR E
TEORIA DAS LIGAÇÕES
Prof. Cristian Berto da Silveira
Química Geral
UNIDADE 6 – MODELO VSPER E HIBRIDIZAÇÃO
Modelo da Repulsão por Pares de Elétrons da Camada de Valência
(Modelo VSPER)
O modelo VSPER auxilia na determinação da estrutura geométrica das moléculas.
* Os pares de elétrons da camada de valência tendem a se orientar de maneira
que a energia total da molécula seja mínima.
* Os pares eletrônicos não compartilhados são mais volumosos do que os
pares compartilhados. A repulsão é maior entre dois pares não compartilhados.
* A força de repulsão diminui rapidamente com o aumento do ângulo de ligação
entre os pares.
No modelo VSPER as ligações e os pares de elétrons isolados se orientam de
maneira que as repulsões elétron-elétron são as menores possíveis, enquanto
que as atrações núcleo-elétron são as maiores.
Química Geral
Molécula de Amônia NH3
Molécula de Água H2O
Molécula de Metano CH4
Química Geral
a) As interações químicas são fortes em 90o;
b) As interações químicas são mais fracas em 120o;
c) As interações químicas são mais fracas em 180o;
Química Geral
Ex: Escrever a estrutura de Lewis para descobrir quantos pares de elétrons estão
localizados ao redor do átomo central nas moléculas de Tricloreto de Arsênio AsCl3 e
Tetrafluoresto de Enxofre:
AsCl3
As (Z = 33)
[Ar] 3d10, 4s2, 4p3 (5 elétrons na camada de valência – Camada N; Grupo 15)
Cl (Z = 17)
[Ar] 3s2, 3p5 (7 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 17)
O átomo de Arsênio (As) apresenta 4 pares de
elétrons:
- 3 pares compartilhados; - 1 par isolado;
Portanto, Número Esteárico = 4
Número Esteárico: É definido como o número de pares de elétrons isolados ou não
ao redor do Átomo Central.
Química Geral
No modelo VSEPR as forças de repulsão estão descritas na seguinte ordem:
PAR ISOLADO – PAR ISOLADO > PAR ISOLADO – PAR LIGANTE >
PAR LIGANTE – PAR LIGANTE.
SF4
S – 6 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 16)
F – 7 elétrons na camada de valência – Camada L; Grupo 17)
O átomo de Enxofre (S) apresenta 5 pares de
elétrons:
- 4 pares compartilhados;
- 1 par isolado;
Portanto, Número Esteárico = 5
Química Geral
Qual a geometria das moléculas AsCl3 e SF4?
AsCl3
Arranjo Eletrônico - TETRAÉDRICO.
Forma da Molécula - PIRÂMIDE TRIGONAL.
Quadrado Planar os
ângulos de repulsão
são de 90 o.
Tetraédrica os ângulos de repulsão
são de 109,5o.
Química Geral
SF4
Arranjo Eletrônico – BIPIRÂMIDE TRIGONAL
Forma da Molécula – GANGORRA
Posição Equatorial dois
pares de elétrons com
um ângulo de 90o
Posição
Axial
três
pares de elétrons com
um ângulo de 90o
Química Geral
Molécula SF4
Química Geral
Exercício: Qual o arranjo eletrônico e a forma da molécula IF5 e SO2.
Molécula IF5:
I – 7 elétrons na última camada – Grupo 17;
F - 7 elétrons na última camada – Grupo 17;
6 pares de elétrons:
5 compartilhadas;
1 Isolado.
Arranjo Eletrônico: Octaédrico
Forma da Molécula: Pirâmide Tetragonal
Química Geral
Molécula SO2:
O – 6 elétrons na última camada – Grupo 16;
S – 6 elétrons na última camada – Grupo 16;
3 pares de elétrons:
2 compartilhadas;
1 Isolado.
Arranjo Eletrônico: Trigonal Planar
Forma da Molécula: Angular
Química Geral
Uma vez conhecida a estrutura da molécula fica fácil prever se ela é polar ou
não.
Estrutura Linear: Molécula Apolar
AX2
Estrutura Linear: Molécula Polar
AXY
Estrutura Angular: Molécula Polar
AX2E2
Química Geral
Estrutura Pirâmide Trigonal: Molécula
Polar
AX3E
Estrutura Trigonal Plana: Molécula Apolar
AX3
Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula
Apolar
AX5
Química Geral
Estrutura Octaédrica: Molécula Apolar
AX6
Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula
Polar
AX4Y
Química Geral
Estrutura Tetraédrica: Molécula Apolar
AX4
Estrutura Tetraédrica: Molécula Polar
AX3Y
Química Geral
TEORIA DAS LIGAÇÕES
Existem quatro modelos de descrição de Ligações Químicas Covalentes.
1. Teoria da Ligação pela Valência;
2. Teoria do Orbital Molecular;
3. Teoria do Campo Cristalino;
4. Teoria do Campo Ligante;
1. Teoria da Ligação pela Valência
Esta teoria considera que quando um par de elétrons forma uma ligação, os
orbitais atômicos de cada átomo permanecem inalterados e o par de elétron ocupa
um orbital em cada um dos átomos simultaneamente
Química Geral
1. Ligações Sigma (σ)
Molécula de H2
H (Z = 1) – 1s1. Um elétron no orbital (s) e, segundo a mecânica Quântica o orbital s
descreve uma orbita esférica.
Ligação σ- s - s
Orbital Atômico
Orbital Atômico
Orbital Molecular - σ
Química Geral
As ligações tipo (σ) ocorrem nas moléculas de haletos de hidrogênio (HF, HCl, HBr e
HI).
Orbital Atômico
Orbital Atômico
Ligação σ- s - p
Orbital Molecular
Para a molécula Cl2
σ
Química Geral
Para a molécula N2
1
1
1
1s
2s
2p
1
1
N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3
1
N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3
1
1 1 1
px py pz
1
1
1
1
π
π
Formação de Três Ligações:
1 Ligação σ
2 Ligações π
σ
Química Geral
LIGAÇÕES SIMPLES: São ligações que ocorrem no mesmo eixo.
- Ligações σ s - s: Entre dois orbitais s;
- Ligações σ s - p: Entre dois orbitais, um s e um p;
- Ligações σ p - p: Entre dois orbitais p;
LIGAÇÕES DUPLAS:
- 1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo;
- 1 Ligação π: Ocorre em eixos paralelos;
LIGAÇÕES TRIPLAS:
- 1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo;
- 2 Ligações π: Ocorrem em eixos paralelos;
A TEORIA DA LIGAÇÃO PELA VALÊNCIA NÃO CONSEGUE
EXPLICAR COMO OCORRE A FORMAÇÃO DA MOLÉCULA CH4.
Química Geral
ORBITAL HÍBRIDO sp3
Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de metano (CH4).
1
1
1
C (Z = 6) – 1s2, 2s2, 2p2 (4 elétrons na última camada)
1
1
1
Existe a possibilidade de realizar duas ligações covalentes.
Quando ocorre a adição de uma pequena energia o elétron do orbital 2s excita-se e
passa para o orbital 2p, pois a energia é maior para manter o elétron emparelhado
no orbital 2s. Desta forma, o átomo de carbono pode realizar as quatro ligações para
formar a molécula de CH4. Este fenômeno é chamado de HIBRIDIZAÇÃO.
1
1
1
H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada)
1
1
1
1
ORBITAL
HÍBRIDO sp3
4 Ligações com o H.
Química Geral
Química Geral
Química Geral
Química Geral
Química Geral
Na molécula de metano ocorrem quatro ligações covalentes entre o átomo
de carbono e quatro átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp3.
Química Geral
ORBITAL HÍBRIDO sp2
Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BH3.
1
1
1
B (Z = 5) – 1s2, 2s2, 2p1 (3 elétrons na última camada)
1
1
Existe a possibilidade de realizar apenas uma ligação covalente.
Com a formação do Hibrido sp2 existe a possibilidade da realização de três ligações
covalentes.
1
1
1
H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada)
1
1
1
ORBITAL
HIBRIDO sp2
3 Ligações com o H.
Química Geral
Química Geral
Química Geral
Química Geral
Na molécula de BH3 ocorrem três ligações covalentes entre o átomo de
boro e três átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp2.
Química Geral
ORBITAL HÍBRIDO sp
Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BeH2.
1
1
1
Be (Z = 4) – 1s2, 2s2 (2 elétrons na última camada)
1
Não existe a possibilidade de realizar ligações covalentes.
Com a formação do Hibrido sp2 existe a possibilidade da realização de três ligações
covalentes.
1
1
1
H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada)
ORBITAL
HIBRIDO sp
1
1
2 Ligações com o H.
Química Geral
Química Geral
Química Geral
Na molécula de BeH2 ocorrem duas ligações covalentes entre o átomo de
berílio e dois átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp.
Química Geral
ORBITAL HÍBRIDO dsp3 e d2sp3
O orbital d é utilizado quando o átomo central tem que acomodar cinco ou mais pares
de elétrons. Ocorre a expansão a regra do octeto.
1
1
3p3
5 x Cl - 1
3d
1
3s2
Molécula PCl5
1
1
1
1
1
3s1
1
1
3p3
1
3p5
3s2
P-
1
1
P-
1
HIBRIDIZAÇÃO dsp3
1
1
3d
Química Geral
Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz e dxy
Química Geral
Química Geral
1
1
1
3p4
1
1
6 x F-
3d
1
1
3s2
1
3s1
1
1
3p3
1
3p5
3s2
S-
1
1
Molécula SF6
1
1
S-
1
HIBRIDIZAÇÃO d2sp3
1
1
1
3d2
Química Geral
Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz, dyz e dxy
Química Geral
Química Geral
Tabela de Hibridizações:
No de Orbitais
Atômicos
Combinados
Arranjo
Eletrônico
Tipo de
Hibridização
No de Orbitais Híbridos ao
Redor do Átomo Central
2
Linear
sp
2
3
Trigonal
Planar
sp2
3
4
Tetraédrico
sp3
4
5
Bipirâmide
Trigonal
dsp3
5
6
Octaédrico
d2sp3
6
Química Geral
RESUMO
Os orbitais híbridos fornecem um modelo conveniente para usar a Teoria da Ligação
pela Valência para descrever as ligações covalentes em moléculas cuja as geometrias
estão em conformidade com os arranjos previstos pelo modelo VSEPR.
Passos utilizados para auxiliar na determinação dos orbitais híbridos em uma
ligação:
1. Desenhar a estrutura de Lewis para molécula ou íon;
2. Determine o arranjo utilizando o modelo VSEPR;
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons
compartilhados;
Exercício: A partir da fórmula molecular descrever a Estrutura de Lewis, o Arranjo
Eletrônico, a Geometria da Molécula e a Hibridização (TLV):
a) BeF2 b) SO3 c) NH3 d) BrF3 e) ClF5
Química Geral
2. Teoria do Orbital Molecular
A Teoria dos Orbitais Moleculares foi desenvolvida no final dos anos 20, com
o objetivo de explicar os fenômenos que algumas moléculas apresentavam e que não
puderam ser explicados pela Teoria da Ligação pela Valência, como por exemplo, o
fato da molécula de O2 ser PARAMAGNÉTICA (elétrons desemparelhados) e não
DIAMAGNÉTICA (elétrons emparelhados), conforme definido por Lewis, abordado
pela Teoria da Ligação pela Valência.
Propriedade Magnética
do O2 líquido.
Química Geral
A principal diferença entre a Teoria da Ligação Pela Valência (TLV) e a Teoria
do Orbital Molecular (TOM) é que a TLV assume, como a proposta de Lewis, que os
elétrons e uma ligação estão localizados entre dois átomos ligados, enquanto que a
TOM assume que os elétrons pertencem a molécula como um todo. Pela TOM os
elétrons ocupam orbitais chamados de ORBITAIS MOLECULARES, que se espalham
por toda a molécula.
Os
ORBITAIS
MOLECULARES
são
construídos
a
partir
da
SUPERPOSIÇÃO de orbitais atômicos pertencente a camada de valência dos átomos
presentes na molécula.
Como os Orbitais Atômicos são definidos como funções de onda, quando
eles sofrem uma Interferência Construtiva ocorre o surgimento dos Orbitais
Ligantes. Quando esta Interferência for Destrutiva ocorre o surgimento de Orbitais
Antiligantes.
Química Geral
σ1s*
1s
σ1s
1s
Orbitais Atômicos do H
Energia
Nó
Orbitais Moleculares do H2
ORBITAIS MOLECULARES SIGMA
σ1S - Orbital Molecular Ligante
σ1S* - Orbital Molecular Antiligante
Nos Orbitais Moleculares Ligantes, de menor energia, encontra-se uma
elevada densidade eletrônica, ou seja, região onde existe a probabilidade de se
encontrar o elétron. Já os Orbitais Moleculares Antiligantes apresentam elevada
energia e os elétrons encontrados nessa região não contribuem para a formação da
ligação química.
Química Geral
Diagrama do Orbital Molecular para Molécula de H2
Energia
Orbital Atômico
Energia
Orbital Molecular
Orbital Atômico
σ1s*
Átomo de H
1
1
1
σ1s – Orbital Ligante
σ1s* – Orbital Antiligante
1
H (Z = 1 ) –
1s1
Átomo de H
σ1s
H (Z = 1 ) –
1s1
Química Geral
Ordem de Ligação (O.L): É o número de ligações que unem um par específico de
átomos.
O.L = n – n*
2
n – número de elétrons ligantes;
n* - número de elétrons antiligantes.
Desta forma a ordem de ligação para a Molécula de H2 é:
O.L = n – n*
2
O.L = 2 – 0
2
O.L = 1
Química Geral
Diagrama do Orbital Molecular para Molécula de He2
Energia
Orbital Molecular
1
1
Orbital Atômico
Energia
Orbital Atômico
σ1s*
Átomo de H
1
1
1
σ1s – Orbital Ligante
σ1s* – Orbital Antiligante
1
He (Z = 1 ) – 1s2
Átomo de H
σ1s
He (Z = 1 ) – 1s2
Química Geral
Desta forma a ordem de ligação para a Molécula de He2 é:
O.L = n – n*
2
O.L = 2 – 2
2
O.L = 0
Exemplo: Demostrar a formação da molécula de O2
a- Segundo Lewis para O2:
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
O (Z = 8) 1s2, 2s2, 2p4
1
1
b- Segundo Teoria da Ligação pela Valência:
- Segundo Lewis a molécula de Oxigênio é DIAMAGNÉTICA
Química Geral
c- Segundo Teoria do Orbital Molecular:
Energia
Energia
Orbital Atômico
Orbital Molecular
Orbital Atômico
2pσ*
2pπ*
2p
2pπ
2p
2pσ
2sσ*
2s
2s
Oxigênio
2sσ
Oxigênio
Química Geral
Desta forma a ordem de ligação para a molécula de O2 é:
O.L = n – n*
2
O.L = 8 – 4
2
- Ordem de Ligação é igual a 2 e o Oxigênio é PARAMAGNÉTICO;
Química Geral
3. Teoria do Campo Cristalino: Esta teoria e aplicada a complexos formados por
metais que utilizam os orbital d para formar as ligações químicas. Foi desenvolvida
para explicar a formação das cores nos compostos sólidos, particularmente o rubi,
que obtém a sua cor dos íons Cr3+.
4. Teoria do Campo Ligante: Esta teoria também é aplicada a complexos formados
por metais que utilizam os orbital d para formar as ligações químicas. Ela descreve as
ligações nos complexos em termos de orbitais moleculares construídos pelos orbitais
d, do átomo do metal e pelos orbitais dos ligantes.
Química Geral
FORÇAS DAS LIGAÇÕES
A força de uma ligação entre dois átomos é medida pela sua Energia de
Dissociação: quanto maior a Energia de Dissociação, mais Forte a Ligação.
Ligações
Energias Médias de Dissociação
de Ligação (kJ.mol-1)
H2
424
N2
932
O2
484
CO
1062
F2
146
Cl2
230
Br2
181
Química Geral
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
As fases da matéria incluem três estados físicos: SÓLIDO, LÍQUIDO e GASOSO
Química Geral
Muitas substâncias têm mais de uma fase:
Exemplo: ÁGUA
Química Geral
Exemplo: Carbono
Carbono Grafite
Carbono Diamante
As fases Sólidas e Líquidas formam as FASES CONDENSADAS.
As forças intermoleculares são responsáveis pelas junção
das moléculas
Química Geral
Dentre as principais forças de interação entre as moléculas destacam-se:
1. Íon – Íon;
2. Íon – Dipolo;
3. Dipolo – Dipolo;
4. London;
5. Ligações de Hidrogênio;
6. Ligações Metálicas;
1. As Forças Íon – Íon
Os íons empilham-se em estruturas cristalinas regulares. Os sólidos iônicos
apresentam alto ponto de fusão, ebulição e são quebradiços. As interações entre
íon-íon são extremamente fortes e aumentam quando os íons são pequenos e
altamente carregados.
Química Geral
Cloreto de Sódio (NaCl)
Química Geral
2. As Forças Íon – Dipolo
As interações Íon-Dipolo ocorrem quando temos um composto iônico
dissolvido em compostos polares. Elas são fortes para íons pequenos altamente
carregados. Uma consequência é que cátions pequenos, altamente carregados,
estão frequentemente hidratados.
Os átomos de Li+ e Na+
normalmente
formam
sais
hidratados, enquanto que os
demais átomos do grupo I, K+,
Rb+ e Cs+ formam sais anidros,
ou seja, livres de água.
Os sais de
normalmente,
anidros.
amônio (NH4+),
formam
siais
Química Geral
Exemplo: Os cátions de Bário (Ba) e Potássio (K) apresentam raios similares (136
pm para o Ba2+ e 138 pm K +). Os sais de K não são hidratados, entretanto, os sais
de Ba são frequentemente hidratados. Esta diferença ocorre devido a maior carga
do íon Ba2+.
- Cloreto de Potássio – KCl são sais anidros;
- Cloreto de Bário – BaCl2.2H2O são sais hidratados;
O átomo de Lantânio, vizinho do átomo de Bário, é menor (raio 122 pm) e apresenta
carga maior (La3+), desta forma, podemos esperar que ele apresente interações íon
– dipolo forte, consequentemente. Portanto este elemento forma sais hidratados.
- Nitrato de Lantânio Hexa-hidratado - La(NO3)3.6H2O;
- Sulfato de Lantânio Hepta-hidratatado – La2(SO4)3.9 H2O;
Química Geral
3. As Forças Dipolo – Dipolo
As interações Dipolo-Dipolo ocorrem entre moléculas polares estacionárias,
a atração se dá entre as cargas parciais de suas moléculas. As interações DipoloDipolo são as mais fracas do que as interações entre íons e caem rapidamente com
a distância, especialmente nas fases líquidas e gasosa.
δδ+
δ-
δ+
δ+
δ-
δ-
δ+
Química Geral
Química Geral
4. As Forças de London
As forças de London são sempre atrativas, esta interação é a única
explicação para a atração entre as moléculas apolares. As forças de London
existem quando ocorrem a atração entre dipolos elétricos instantâneos em
moléculas vizinhas e agem entre todos os tipos de moléculas, suas forças
aumentam com o número de elétrons em uma molécula.
As forças de London são as responsáveis por manter as moléculas de
hidrocarbonetos juntas. Esta interação é responsável por manter a gasolina líquida a
temperatura ambiente.
Agora é possível entender porque os halogênios variam de gases (F2 e Cl2)
a líquido (Br2) e sólido (I2), à temperatura ambiente. Nestas moléculas aumentamos
o número de elétrons, consequentemente, ocorre o aumento das forças de London
neste grupo.
Química Geral
O efeito das forças de London fica claro quando comparamos as moléculas
de metano (CH4) e tetracloreto de carbono (CCl4). A intensidade das interações de
London surpreende quando substituímos os átomos de hidrogênio das moléculas de
metano pelos átomos de cloro, que são mais pesados e consequentemente
apresentam um maior número de elétrons para formar o tetracloreto de carbono. O
ponto de ebulição da molécula de metano é -161 oC e o tetracloreto de carbono, que
possui mais elétrons e é líquido a temperatura ambiente ebule a 77
tetrabromometano (CBr4) é sólido a temperatura ambiente.
Cl
H
C
H
H
H
C
Cl
Cl
Cl
oC.
O
Química Geral
5. A Ligação de Hidrogênio
Nas ligações de hidrogênio, que também são chamadas de pontes de
hidrogênio, os átomos de hidrogênio estão ligadas a átomos de oxigênio, nitrogênio
e flúor, são os tipos mais fortes das forças intermolecular.
Para H2O
Pontes de Hidrogênio
Química Geral
Forças Interiônicas e Intermoleculares
Tipo de
Interação
Energia Típica
kJ.mol-1
Espécies que Interagem
Íon – Íon
250
Somente íons
Íon – Dipolo
15
Íons e moléculas polares
Dipolo – Dipolo
2
0,3
Molécula polares
estacionárias
Molécula polares rotando
London
2
Todos os tipos de moléculas
Pontes de
Hidrogênio
20
N, O, F; a ligação é o átomo
de H Compartilhado
Química Geral
6. Ligação Metálica
As ligações metálica ocorre entre dois átomos de metais. Nessa ligação
todos os átomos envolvidos perdem elétrons de suas camadas mais externas, que
se deslocam mais ou menos livremente entre eles, formando uma nuvem eletrônica.
Esta nuvem eletrônica é conhecida como mar de elétrons.
Latão – Liga de Cobre e Zinco
Bronze – Liga de Cobre e Estanho
As ligas metálica são misturas de metais formulados para formar um
composto com as propriedades desejadas. Geralmente uma liga é mais dura e
resistente do que um metal puro, mas tem menor condutividade.