Geometria Molecular e
Teorias de ligação
Antonio Paulo Rossignolli de Lima
Vinícius Renó de Paula
nº. 16991
nº. 17032
Curso: Engenharia de Produção Mecânica
Importância da Geometria Molecular
O estudo da geometria molecular é importante para :
• Reações bioquímicas
• Sensações de olfato e visão
• Abordagens físicas e químicas das substâncias
• Entre outros.
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Formas Espaciais Moleculares
• Importância da estrutura de Lewis
Lewis: bidimensional
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Forma tridimensional
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Exemplos de Formas Espaciais
Moléculas ABn :
Moléculas do tipo AB2
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Moléculas do tipo AB3
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Exemplos de Formas Espaciais
• Cinco geometrias fundamentais
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Exemplos de Formas Espaciais
• Estruturas espaciais adicionais
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O Modelo de Repulsão dos Pares
de Elétrons no Nível de Valência
•Ligação simples, ligação múltipla, par não-ligante => DOMÍNIO DE ELÉTRON
• Os domínios de elétrons se repelem
• Força de repulsão do domínio:
Par não-ligante > Ligação Múltipla > Ligação Simples
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CO2
BF3
CH4
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NO 2-
NH3
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H2O
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PCl5
SF6
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SF4
XeF2
ClF3
BrF5
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XeF4
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O Modelo RPENV
• Como encontrar a geometria molecular :
Exemplo:
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Formas de Moléculas Maiores
• Exemplo : Ácido acético
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Polaridade Molecular
• Momento dipolar total: soma vetorial dos dipolos de ligação
Soma = 0 => molécula apolar
Soma ≠ 0 => molécula polar
Exemplos:
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Teoria da Ligação de Valência
• Noções de ligações por pares de elétrons + idéia de orbitais atômicos
=> Teoria da ligação de valência
• Superposição de orbitais: orbitais compartilham uma região do espaço
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Orbitais Híbridos
• Hibridização: Processo de combinação dos orbitais atômicos, variando-os à
medida que os átomos se aproximam para formar ligações.
Nesse processo formam-se os chamados ORBITAIS HÍBRIDOS
Número de orbitais atômicos combinados = Número de orbitais híbridos, onde
os orbitais híbridos obtidos são equivalentes, mas apontam para direções
diferentes.
• Orbitais híbridos sp:
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BeF2 :
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Orbitais Híbridos (ilustrações):
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Orbitais Híbridos
• Orbitais híbridos sp²
• Orbitais híbridos sp³
• Também ocorre hibridização envolvendo orbitais d: sp³d, sp³d²
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Orbitais Híbridos e Geometria
• 2 sp
Linear
• 3 sp²
Trigonal Plana
• 4 sp³
Tetraédrica
• 5 sp³d
Bipiramidal Trigonal
• 6 sp³d²
Octaédrica
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Ligações Múltiplas
• Ligações sigma (σ): ligações covalentes nas quais a densidade eletrônica
concentra-se no eixo internuclear
• Ligações pi (π): superposição de dois orbitais p, posicionados de forma
perpendicular ao eixo internuclear
Ex:
Uma ligação σ
Uma ligação σ
Duas ligações π
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Ligações Múltiplas (ilustrações)
• Exemplo: etileno (C2H4)
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Ligações π Delocalizadas
• Ligações pi que não podem ser totalmente associadas a dois átomos
• Aparecem em moléculas que têm duas ou mais estruturas de ressonância
• Exemplo: benzeno (C6H6)
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Orbitais Moleculares
• Superposição de orbitais atômicos => Orbitais Moleculares (OM)
O número de orbitais atômicos combinados é igual ao número de OM formados
Molécula de Hidrogênio
(H2 ) :
Dois orbitais 1s => formam: um OM ligante e um OM antiligante
Diagramas de níveis de energia
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Orbitais Moleculares
• Ordem de Ligação: relaciona-se com a estabilidade de uma ligação
Ordem de ligação = ½ ( nº de elétrons ligantes – nº de elétrons antiligantes)
Se a ordem de ligação
=1
ligação simples
=2
ligação dupla
=3
ligação tripla
Se for = 0, significa ligação inexistente
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Orbitais Moleculares - Moléculas
diatômicas do segundo Período
Orbitais Moleculares para Li
2
e Be 2 :
Li2 :
Ordem de ligação do
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Be 2  0, portanto, não existe
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Orbitais Moleculares
• Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos 2p
Diagrama de níveis de energia
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Orbitais Moleculares
• Diagrama de energia para os orbitais moleculares
B2,C2,N2
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O2,F2,Ne 2
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Orbitais Moleculares
•Moléculas diatômicas heteronucleares:
Óxido de nitrogênio (NO) :
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Paramagnetismo e Diamagnetismo
Paramagnetismo: ocorre em substâncias com elétrons desemparelhados
Diamagnetismo: ocorre em substâncias sem elétrons desemparelhados
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Referências Bibliográficas
• Química – A Ciência Central, Theodore Brown; edição nº. 9; editora
Pearson; ano 2007; Capítulo 9 , páginas: 289 à 327
• http://www2.iq.usp.br/docente/gcazzell/7_LigacaoCovalente_OM.pdf
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