CAPÍTULO 9
Geometria das
Moléculas e Teoria das
Ligações
Grupo:Michael Felipe Guarizo (EEL/17114)
Rodrigo Davy Vaz de Oliveira Braga (EEL/17127)
Hélio Hideki Takigone (EEL/17119)
Prof. Élcio
1
Geometria das moléculas


A estrutura de Lewis só nos fornece o
número e o tipo de ligação que
determinada molécula realiza.
A forma espacial que tal molécula adquire
no espaço, é determinada por seus
ângulos de ligação, gerado pela repulsão
dos elétrons (ligantes e não ligantes)
presentes na camada de valência dos
átomos, dando uma geometria 3D à
molécula.
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2
Geometria molecular

Existem 5 tipos de geometria
fundamentais que obedecem o
esquema ABn para a distribuição
espacial
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3
Geometria molecular


5-Octaédrica ou bipiramidal tetragonal
(presente em moléculas com seis nuvens
eletrônicas na camada de valência do
átomo central,
e todas realizam
ligação).
SF6
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4
Geometria molecular


4-Bipiramidal trigonal (presente em
moléculas com cinco nuvens eletrônicas
na camada de valência do átomo central,
e todas realizam ligações).
SF4
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5
Geometria molecular


3-Tetraédrica (presente em moléculas
com quatro nuvens eletrônicas na camada
de valência do átomo central, e todas
realizam ligações).
CH4
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6
Geometria molecular


2-Trigonal Plana ou Triangular (presente
nas moléculas em que o átomo central
possui três nuvens eletrônicas em sua
camada de valência, e todas realizam
ligações).
SO3
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Geometria molecular


1-Linear (presente em todas as moléculas
biatômicas ou em moléculas em que o
átomo central possua no máximo duas
nuvens eletrônicas em sua camada de
valência, e todas realizam ligações).
CO2
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Casos particulares (angular e piramidal)


Angular (moléculas que possuem
par de elétrons não ligantes no
átomo central).
H2O
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Casos particulares (angular e piramidal)


Piramidal (moléculas com quatro nuvens
eletrônicas no átomo central, mas apenas
três realizam ligações).
NH3
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10
Modelo RPENV


Para determinar a geometria que a
molécula adquire, usamos os pares
de elétrons ligantes e não ligantes,
determinados pela forma estrutural
de Lewis.
A molécula adquire a geometria em
que a repulsão entre seus elétrons
seja a mínima possível.
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Modelo RPENV


Efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
múltiplas nos ângulos de ligação.
Uma molécula pode adquirir a mesma geometria
que outra molécula, mas não necessariamente
devem ter o mesmo ângulo de ligação. Isso
ocorre devido aos pares de elétrons não-ligantes
serem atraídos por um único núcleo, gerando uma
força repulsiva maior entre os adjacentes,
comprimindo o ângulo de ligação.
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Modelo RPENV



Moléculas com
expandidos
níveis
de
valência
*Moléculas com cinco nuvens eletrônicas,
tendem a se estabilizar quando adquirem
a geometria bipiramidal trigonal
*Moléculas com seis nuvens eletrônicas,
tendem a se estabilizar quando adquirem
a geometria bipiramidal tetragonal
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Modelo RPENV
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14
Modelo RPENV



Formas espaciais de moléculas maiores
Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo
central separadamente
CH3COOH (ácido acético)
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Polaridade

Linha de eletronegatividade
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16
Polaridade

Existe uma diferença de
eletronegatividade entre as moléculas. A
essa diferença damos o nome de
momento de dipolo.
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Polaridade

Os momentos de dipolo são
grandezas vetoriais, portanto, uma
molécula pode ter ligações polares e
ser apolar, ou seja, se o momento
de dipolo resultante for zero,
dizemos que a molécula é apolar,
mas se o momento de dipolo
resultante for diferente de zero, a
molécula é polar.
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Polaridade


Concluímos então que a polaridade da
molécula depende de sua geometria
Apolar – CO2
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Polaridade

Polar – H2O
Momento de dipolo
total ‡ 0
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20
Polaridade
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Ligação covalente e superposição
de orbitais


Teoria da ligação de Valência
A teoria tenta explicar a ocorrência de
ligações covalentes entre átomos. Esta
ocorreria através da superposição de
orbitais atômicos semi-preenchidos de
átomos distintos que se ligariam, sendo
que esta superposição causaria o
aumento da densidade eletrônica entre os
núcleos.
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Ligação covalente e superposição
de orbitais

Relação entre a distância de átomos
ligantes e a energia potencial
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Orbitais híbridos

Para explicarmos as geometrias de
moléculas poliatômicas,
freqüentemente supomos que os
orbitais atômicos em um átomo se
misturam para formar orbitais
híbridos.
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Orbitais híbridos
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25
Orbitais híbridos

Hibridização é o processo pelo qual
se combinam orbitais atômicos
durante a aproximação dos átomos
ligantes. O número de orbitais
híbridos é igual ao número de
orbitais atômicos que se misturam.
Os orbitais híbridos tem regiões
maiores do que os orbitais que o
formaram.
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Orbitais híbridos


Orbitais Híbridos sp
São orbitais formados pela mistura de
um orbital s e um orbital p, sendo que
ambos os orbitais devem conter
elétrons desemparelhados. Usamos a
estrutura eletrônica do Be:
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Orbitais híbridos
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Orbitais híbridos



Orbitais híbridos sp2 e sp3
Os orbitais sp2 são coplanares afastados 120º.
É responsável pela geometria trigonal plana.
Os orbitais sp3 apontam em direção aos
vértices de um tetraedro.
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Orbitais híbridos
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Orbitais híbridos


Hibridização com orbitais d
É possível com átomos do 3º
período ou subsequentes, e segue a
mesma lógica mostrada para os
outros orbitais híbridos.
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Orbitais híbridos


sp3d – bipirâmide trigonal
sp3d2 - octaedro
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Ligações múltiplas





Ligação sigma e pi
A ligação sigma corresponde a uma ligação direta entre
os átomos, ou seja, os orbitais cruzam a reta que une
os núcleos atômicos. Já a ligação pi corresponde a uma
ligação lateral entre os orbitais atômicos; os orbitais
dessa ligação são perpendiculares à reta internuclear.
Os orbitais correspondentes a pi são menos estáveis
que os orbitais sigma.
Uma ligação sigma corresponde em geral a uma
ligação simples
Uma ligação sigma e uma pi formam uma ligação dupla
Uma ligação sigma e duas pi formam uma ligação tripla
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Ligações múltiplas

Ligações pi delocalizadas
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Teoria do Orbital Molecular



Maneira mais complexa e atual de se considerar
os orbitais nas moléculas.
Suponha que orbitais atômicos puros dos átomos
na molécula combinam-se para produzir orbitais
que são espalhados ou delocalizados sobre
diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula
inteira. Esses novos orbitais são os orbitais
moleculares.
Um exemplo de aplicação é a previsão dos
orbitais moleculares que dão a estrutura
eletrônica da molécula de O2, que não segue a
suposição de emparelhamento de elétrons da
abordagem de Lewis.
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Princípios da Teoria do Orbital Molecular


O número total de orbitais
moleculares é sempre igual ao
número total de orbitais atômicos
fornecidos pelos átomos que
combinaram.
O orbital molecular ligante tem
menor energia do que os orbitais
atômicos originais, e os orbitais
anti-ligantes são de maior energia.
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Princípios da Teoria do Orbital Molecular


Os elétrons da molécula são atribuídos
aos orbitais de energia cada vez maior, de
acordo com o principio da exclusão de
Pauli e o princípio da maior multiplicidade
de Hund.
Os orbitais atômicos combinam-se para
formar orbitais moleculares de forma
mais eficaz, quando os orbitais atômicos
possuem energias semelhantes.
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Orbitais moleculares para H2



Os orbitais dos dois átomos do H2
se sobrepõem formando assim 2
orbitais moleculares
Orbital molecular resultante da
adição: O.M. ligante
Orbital molecular resultante da
subtração: O.M. anti-ligante
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38
Teoria do Orbital Molecular
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39
Teoria do Orbital Molecular
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Ordem de ligação para Teoria do
Orbital Molecular



Número líquido de pares de elétrons de
ligação unindo um par de átomos.
Ordem de ligação = ½ (nº de e- em O.M.
ligantes – nº de e- em O.M. anti-ligantes)
A estabilidade da ligação está relacionada
à ordem de ligação. Quanto maior a
ordem de ligação mais estável a ligação.
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Orbital Molecular de Li2



Os elétrons ơ1s e ơ1s* se anulam em
relação a estabilizar a ligação.
A ligação deve-se ao par de elétrons
atribuídos ao orbital ơ2s .
Ordem de ligação (OL) = 1
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42
Teoria do Orbital Molecular
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Orbital Molecular de Be2


Provavelmente não existe, pois
todos os elétrons se cancelam para
estabilizar a ligação, assim não há
ligação líquida.
OL = 0
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Orbitais Moleculares dos orbitais
atômicos 2p


Quando os orbitais 2p se sobrepõem,
seis orbitais moleculares resultam da
combinação:
Um orbital ơ e um ơ*, resultante da
interação de dois orbitais de cada
átomo.
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Orbitais Moleculares dos orbitais
atômicos 2p


Dois orbitais π e dois orbitais π*,
resultantes da interação de dois
orbitais de cada átomo.
Quando ocorrem interações entre os
orbitais “s” e “p” do mesmo nível, a
ordem de energia dos orbitais
moleculares pode se alterar.
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Orbitais Moleculares dos orbitais
atômicos 2p
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Orbitais Moleculares dos orbitais
atômicos 2p
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Configurações eletrônicas e
propriedades moleculares

Quanto ao comportamento das
moléculas em um campo
magnético, elas podem apresentar:
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Configurações eletrônicas e
propriedades moleculares

Paramagnetismo: possuem elétrons
não emparelhados, sendo assim
fortemente atraídas pelo campo
magnético.
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Configurações Eletrônicas e
Propriedades Moleculares

Diamagnetismo: não possuem
elétrons desemparelhados, sendo
assim fracamente repelidas pelo
campo magnético.
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Configurações eletrônicas e
propriedades moleculares

À medida que a distância de ligação
diminui, a ordem de ligação e a
energia de dissociação da ligação
aumentam.
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Orbitais Moleculares dos orbitais
atômicos 2p
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Configurações eletrônicas e
propriedades moleculares
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Referência bibliográfica

Livro Química a Ciência Central
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