03/02/2014
Repulsão de Elétrons da Camada de
Valência – RPECV ou VSPER
Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri
Campus JK – Diamantina - MG
-A molécula adota a geometria que minimiza a
repulsão sob um dado par de elétrons isolado e os
pares de elétrons de ligação.
1º: Determine a estrutura de Lewis para a
molécula ou íon;
2º: Escolha a geometria apropriada dos pares de
elétrons e depois a forma molecular que se
adapta ao nº total de pares simples e isolados;
3º: Determine os ângulos das ligações.
Profa. Dra. Flaviana Tavares Vieira
Repulsão de Elétrons da Camada de
Valência – RPECV ou VSPER
-O modelo de repulsão do par de elétrons do
nível de valência, relaciona as geometrias
moleculares com base nas repulsões entre os
domínios de elétrons, que são regiões ao redor
de um átomo central nas quais os elétrons são
prováveis de ser encontrados.
-Tanto pares ligantes de elétrons, que são os
envolvidos nas ligações, quanto os pares nãoligantes, também chamados pares solitários,
criam domínios de elétrons ao redor de um
átomo.
-De acordo com o modelo da RPECV, os
domínios dos elétrons orientam a si próprios
para minimizar as repulsões eletrostáticas,
isto é, eles permanecem tão afastados entre si
quanto possível.
-Os domínios de elétrons de pares não-ligantes
exercem repulsões ligeiramente maiores que
as exercidas por pares ligantes, que elevam a
determinadas posições preferenciais para os
pares não-ligantes e a desvios dos valores
idealizados para ângulos de ligação.
3
-Os domínios de elétrons de ligações
múltiplas exercem repulsão maiores que as
exercidas por ligações simples.
4
Geometria
Linear (180º)
Forma
Exemplo
HCN, CO2
NC= 2
-O arranjo dos domínios de elétrons ao redor
do átomo central é chamado geometria do
domínio do elétron ou arranjo.
Trigonal plano (120º)
-O arranjo dos átomos é chamado geometria
molecular.
BF3, SO3, NO3–,
CO32–
NC= 3
5
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Geometria
Forma
Tetraédrica
(109,5º)
Exemplo
Geometria
CH4, SO42–, NSF3
Bipirâmide
trigonal
(90o, 120o)
PCl5, SOF4
Octaédrica (90º)
SF6, PCl6–
NC= 4
Quadrado planar
Forma
Exemplo
NC= 5
XeF4
NC= 4
NC= 6
Pirâmide
quadrada
Sb(Ph)5
NC= 5
Exemplos com elétrons livres
Estrutura de Lewis
Pares de elétrons livres: 1
Geometria: Gangorra
Geometria: trigonal bipiramidal
2
Forma de “T”
3
Linear
Pares de elétrons livres ocupam primeiro o plano
trigonal – posição equatorial – para minimizar a
repulsão de 90o.
Formas dos Arranjos Geométricos
Estrutura de Lewis
-6 pares de
elétrons em torno
do átomo de S:
exceção à regra
do octeto.
Todos os ângulos = 90o.
Geometria: octaédrica
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2
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Formas dos Arranjos Geométricos
Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
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Formas dos Arranjos Geométricos
Orbitais
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Orbital: região do espaço em que há probabilidade
elevada de se encontrar o eletron.
Orbitais Atômicos
Orbitais Moleculares
-São formados a partir da combinação de orbitais atômicos.
*O número de orbitais moleculares que resultam é sempre igual ao número
de orbitais atômicos combinados.
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Repulsão de Elétrons da Camada de
Valência – RPECV ou VSPER
-O modelo da RPECV tem como base a
estrutura de Lewis, mas não permite explicar
porque ocorrem as ligações químicas.
-Descreve da mesma forma, por exemplo a
ligação entre as ligações de hidrogênio nas
moléculas de H2 e HF. No entanto estas
moléculas possuem energias de dissociação e
comprimentos de ligação diferentes.
-Por isso, atualmente, utilizam-se 2 teorias
da mecânica quântica para descrever as
ligações covalentes e a estrutura eletrônica
das moléculas:
-Teoria da ligação de valência - TLV
-Teoria dos orbitais moleculares - TOM
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-De acordo com a TLV os elétrons numa
molécula ocupam orbitais atômicos dos
átomos individuais.
-Pela TOM pressupõe-se a formação de
orbitais moleculares a partir de orbitais
atômicos.
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Teoria de Ligação de Valência -TLV
-A TLV é uma extensão da idéia de
Lewis sobre ligações de pares de
elétrons.
-Na TLV, as ligações covalentes são
formadas quando orbitais atômicos nos
átomos vizinhos se superpõem.
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-Sobreposição de orbitais: aumenta a probabilidade de
encontrar os elétrons de ligação no espaço entre os dois
núcleos.
-A idéia de que as ligações são formadas pela
sobreposição de orbitais atômicos é a base para a teoria de
ligação de valência.
-A ligação covalente que se origina da sobreposição de 2
orbitais, um de cada um dos 2 átomos como no H2, é
chamada de ligação sigma (σ).
-A densidade eletrônica de uma ligação σ é maior em
torno do eixo da ligação.
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Formação de Ligação Covalente
Interferências Construtivas e
Destrutivas de Função de Onda
1s + 2py
Sem ligação
Ligação σ
Sem ligação
Ligação π
Ligação σ
Hibridização
Orbitais Híbridos
-Para entender as idéias da teoria de ligação
de valência às moléculas poliatômicas,
devemos visualizar a mistura dos orbitais
s,p, e algumas vezes d, para formar orbitais
híbridos.
-O processo de hibridização leva a orbitais
atômicos que têm lóbulo grande direcionado
para superpor a orbitais em outros átomos a
fim de haver uma ligação.
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Hibridização de Orbitais Atômicos
Os orbitais atômicos podem se mesclar
ou hibridizar para formar os orbitais hibridos.
Quando 2 orbitais atômicos combinam-se, 2
novos orbitais são produzidos nesse átomo.
Os orbitais 2p em um átomo.
Teoria VSPER:
Estrutura de Lewis
Modelo molecular
Geometria dos pares de elétrons
Configuração da camada de valência do carbono no estado fundamental
Os orbitais 2px, 2py e 2pz encontram-se ao longo dos eixos x, y e z, a 90o entre si.
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-Os orbitais híbridos podem também
acomodar pares não ligantes.
-A hibridização pode estar associada a
diferentes formas arranjos:
Linear (sp)
Trigonal plana (sp2)
Tetraédrica (sp3)
Bipiramidal trigonal (sp3d)
Octaédrica (sp3d2)
Orbitais Híbridos sp
Ex: BeF2
4Be:
1s2 2s2
2
2
5
9F: 1s 2s 2p
Configuração do berílio:
37
38
Orbitais Híbridos sp
Orbitais Híbridos sp2
Ex: BF3
5B:
1s2 2s2 2p1
9F:
1s2 2s2 2p5
Configuração
do boro
Orbitais híbridos do Be
*Cada ligação no BeH2 resulta da
sobreposição de 1 orbital 1s do H
e do orbital híbrido sp do Be.
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Orbitais Híbridos sp3
Ex: CH4
6C:
1s2 2s2 2p2
1H:
1s1
Configuração do
carbono
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Orbitais
híbridos
sp
sp2
sp3
sp3d
Sp3d2
Orbitais atômicos
utilizados
Número de
orbitais
híbridos
Geometria dos
pares de
elétrons
s+p
s+p+p
s+p+p+p
s+p+p+p+d
s+p+p+p+d+d
2
3
4
5
6
Linear
Trigonal planar
Tetraédrica
Bipiramidal
trigonal
Octaédrica
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Ligações Múltiplas
Geometria Molecular
-A forma, o tamanho de uma
molécula, a força e a polaridade de
suas
ligações,
determinam
as
propriedades da substância.
-Alguns dos mais significativos
exemplos são vistos em reações
bioquímicas, na efetividade dos
medicamentos, efeitos colaterais,
etc.
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-As ligações covalentes nas quais a
densidade eletrônica localiza-se ao
longo da linha conectando os
átomos (eixo internuclear) são
chamadas ligações sigma ( ).
-Elas também podem ser formadas
pelas superposições paralelas dos
orbitais p. Tal ligação é chamada
ligação pi ( ).
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Modelo da molécula
de Hidrogênio (H2)
Modelo da molécula
de oxigênio (O2)
Modelo da
molécula de
Nitrogênio (N2)
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Pontos Principais da abordagem da TLV
-Os orbitais sobrepõem-se para formar uma ligação
entre 2 átomos;
-2 elétrons, de spins opostos, podem ser acomodados
nos orbitais sobrepostos, em geral, 1 elétron é
fornecido por cada 1 dos átomos ligados;
-Devido a sobreposição dos orbitais, os elétrons de
ligação têm maior probabilidade de ser encontrados
em uma região do espaço influenciada por ambos os
núcleos.
Combinando Orbitais Atômicos para formar
Orbitais Híbridos do Átomo Central
-Na formação da ligação química, a combinação
linear de 2 ou mais orbitais atômicos em um átomo
produz orbitais atômicos híbridos.
REGRA: O número de orbitais atômicos que são
combinados é igual ao número de orbitais híbridos
resultantes.
-Todos os orbitais híbridos são degenerados (iguais
em energia)
Conjunto de orbitais híbridos que surgem da
mistura de orbitais atômicos s, p e d:
-O número de orbitais híbridos requeridos por um átomo em uma
molécula ou íon é determinado pela geometria dos pares de
elétrons em torno desse átomo. Um orbital híbrido é necessário
para cada par de elétrons no átomo central;
-Se o orbital s da camada de valência no átomo central em uma
molécula ou íon for mesclado com um orbital p da camada de
valência nesse mesmo átomo, 2 orbitais híbridos são criados. Eles
são separados por 180o e o conjunto de 2 orbitais é chamado sp;
Arranjo dos orbitais
híbridos
Figura
Geométrica
2 pares de
elétrons sp
BeCl2
3 pares de
elétrons sp2
BF3
- s + 2 p = 3 orbitais híbridos são criados: sp2 (ө = 120o);
4 pares de
elétrons sp3
- s + 3 p = sp3 (ө=109,5o, o ângulo tetraédrico);
-2 d + sp3 = sp3d (trigonal) ou sp3d2 (octaédrica)
CH4
Teoria da Ligação de Valência para o Metano, CH4
Arranjo dos orbitais
híbridos
Figura
Geométrica
PF5
Hibridização
5 pares de
elétrons sp3d
6 pares de
elétrons sp3d2
SF6
4 orbitais sobrepostos sp3
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As ligações na molécula de metano
Orbital no átomo de C livre
Orbitais hibridizados no átomo de C no metano
4 orbitais híbridos sp3
Cada ligação no metano resulta da sobreposição do orbital
1s do H e do orbital sp3 do C.
Orbitais Híbridos de Moléculas e Íons
com Geometria Trigonal Planar dos Pares de Elétrons
Orbitais sp3 do C
4 ligações σ
Orbital 1s do H
Orbitais Híbridos de Moléculas e Íons
com Geometria Linear dos Pares de Elétrons
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Ligações duplas: modelo de ligação para o etileno, C 2H4.
Estrutura de Lewis
e as ligações no
etileno
Ligações σ C-H: formadas pela
sobreposição
dos
orbitais
híbridos sp2 do C com orbitais 1 s
do H. A ligação σ entre os átomos
de C e H surge da sobreposição
de orbitais sp2.
Ligações triplas: modelo de ligação para o acetileno, CH2O.
A ligação π C-C é formada
pela sobreposição
dos
orbitais 2p não hibridizados
de cada átomo. Observe a
ausencia
de
densidade
eletrônica ao longo do eixo
da ligação C-C.
BIBLIOGRAFIA
Verificando o Aprendizado
1. Dê a geometria molecular a geometria eletrônica e a
hibiridização do átomo central.
BROWN, T.L.; Jr, H.E.L. Química a Ciência Central,
9ª ed. Ed. Prentice Hall. São Paulo, 2005. 972p.
a. SiF62b. SeF4
CHANG, R. Química. 5ª ed. Ed. McGraw-Hill.
Portugal, 1994. 1.117p.
c. ICl2d. XeF4
Respostas:
a. Geometria Molecular e Eletrônica: octaédrica, hibridização sp3d2
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2. Quais são os orbitais híbridos em cada um dos
átomos indicados:
a. C e O em H3C-O-CH3
b. Gometria eletrônica: bipiramidal trigonal; Geometria molecular:
gangorra; Hibridização: sp3d2
c. Gometria eletrônica: bipiramidal trigonal; Geometria molecular: linear;
Hibridização: sp3d
d. Gometria eletrônica: octaédrica; Geometria molecular: quadrada plana;
Hibridização: sp3d2
Verificando o Aprendizado
-Sugira estruturas geométricas para as seguintes
espécies:
b. C no propano H3C-CH=CH2
c. C e N na glicina H2N-CH2-COOH
1. BF3
2. H3O+
Respostas;
a. sp3; sp3; sp3
b. sp3; sp2; sp2
6. NH3
(íon hidrônio)
7. PCl6-
3. BrF5
8. PF5
4. BeCl2
9. ICl2-
5. H2O
10.XeF4
c. sp3; sp3, sp2
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- Geometrias:
1. BF3 : Trigonal plana
6. NH3: Piramidal
trigonal
2. H3O+: Piramidal trigonal
7. PCl6- :Octaédrica
3.BrF5: Piramidal quadrada
trigonal
8. PF5: Bipiramidal
4. BeCl2: Linear
9. ICl2-: Linear
5. H2O: Angular plana
2. Considere as moléculas isoeletrônicas CH4, NH3 e
H2O e seus respectivos ângulos de ligação, iguais a
109,5o, 107o e 104,5o. Justifique a tendência observada
nos valores desses ângulos.
Quanto maior o número de pares de elétrons nãoligantes, menor o espaço disponível para os pares
ligantes.
10.XeF4: Quadrática
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