Química Orgânica I
Teorias de Ligações Químicas
Ministrante: Prof. Dr Sidney Lima
Teresina - PI
Geometria Molecular: Teoria da Ligação Valência
TLV - Linus Carl Pauling (1901-1994): Nobel de
Química (1954) e da paz (1963). Hibridização.
-As ligações covalentes são formadas através da superposição
de orbitais atômicos, cada um com um elétron de spin opostos.
-Cada um dos átomos ligados conserva os seus próprios orbitais
atômicos, mas o par de elétrons dos orbitais superpostos é
compartilhado por ambos os átomos.
-Quanto maior o grau de superposição dos orbitais mais forte a
ligação.
H
1s
+
H
1s
H
H
molécula de hidrogênio Prof. Sidney Lima
A que distância estão os dois núcleos na molécula de H2?
1s
1s
Prof. Sidney Lima
Demonstra a equivalência das ligações no
CH4 (C sp3) em 1931.
Os seguintes passos permite-nos determinar os
orbitais híbridos usados por um átomo na ligação:
1. Desenhe a estrutura de Lewis para a moléculas ou
íons.
2. Determine o arranjo, usando o modelo da RPENV.
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para
acomodar os pares de elétrons com base em seu
arranjo geométrico:
NH3
H
N
H
H
estrutura de
Lewis
H
N
H
N
H
arranjo
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Geometria do Metano CH4: Hibridização
Estado Fundamental
Estado Excitado
Átomo de C
após compartilhar
4e- com 4 átomos
de H
Estado Hibridizado
1s
2s
2px 2py
2pz
1s
2s
2px 2py
2pz
e1s
1s
2s
2px 2py 2pz
sp3 sp3 sp3 sp3
4(sp3)
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Hibridação dos Orbitais e Forma Tridimensional das
Moléculas: Orbitais Híbridos sp3
4 sp3
Interpenetração 1s do H + sp3 do C
Geometria Molecular: Hibridização
Ground state
Excited state
2p
2p
2s
2s
1s
1s
Promotion of electron
sp2-Hybridized state
4sp3
1s
Hybridization
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TLV: Hibridação sp3
CH4
1s
px
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Hibridação sp3
py
px
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Hibridação sp3
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Hibridação sp3
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Hibridação sp3
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Hibridação sp3
CH4
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Comprimento de Ligação: Hibridização
Eteno (sp2)
Etino (sp)
A teoria moderna da estrutura atômica
desenvolvida Erwin Schrodinger (1927).
foi
Nesta teoria, o elétron é tratado como uma função
de onda (ψ) e uma partícula.
As órbitas clássicas de Bohr são substituídas por órbitas
atômicas tridimensionais
com diferentes
energia.
8 π2m r2 níveis
E - Vde ψ
2
Equação de Sshrödinger
∆ ψ
-
h2
(ψ2) dar a probabilidade de encontrar um elétron em um
volume qualquer do espaço:
∫ ψ2 dx dy dz = 1
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Forma dos Orbitais: Equações de Onda
esféricos
halteres
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Teoria Orbitais Moleculares
Descreve a ligação covalente como uma combinação
matemática de orbitais atômicos (funções de onda), para
formar orbitais moleculares.
Os elétrons de valência são tratados como se estivesse
associado a todos os núcleos da molécula.
O elétron pode ser descrito como uma partícula ocupando um
orbital atômico, ou por uma função de onda (ψ), que é uma
das soluções da equação de Schrodinger.
A função de onda que descreve um orbital
molecular pode ser obtida através:
- Combinação Linear de Orbitais Atômico.
ψ
(AB)
= N[c1ψ
(A)]
+ N[c2ψ
(B)]
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The electron waves contain nodes, where the amplitude
of the wave changes sign, and can interact with each
other, producing either constructive or destructive
interference:
+
Orbitais de mesma fase
Se sobrepõem e resultam
em situação ligante
plano nodal
Lobos dos orbitais 2p
π*
E
p
π
p
Formas dos Orbitais Atômicos
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Os diagramas de energia dos orbitais moleculares:
caso de uma molécula diatômica homonuclear.
H.
H.
H2
O orbital σs tende a estabilizar a ligação, enquanto σs* tende a
desestabilizá-la. Ambos são chamados orbitais σ porque estão
centrados e são simétricos ao redor do eixo de ligação.
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Exemplos da Aplicação TOM para
Moléculas Diatômicas Homonucleares:
Princípio de Aufbau:
1.Os orbitais de menor energia são preenchidos
primeiro.
2. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que
eles tenham spin oposto.
Regra de Hund:
Caso tenhamos diversos orbitais de mesma energia, os
elétrons serão distribuídos de modo a resultarem no
maior número possível de spins desemparelhado.
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Exemplos da Aplicação TOM para
Moléculas Diatômicas Homonucleares:
OA
E
OM
∗
σ∗
H
OA
H
σ
H2
Quais das Espécies ou moléculas Existem? Se existe
qual a ordem de ligação?
a) H2+
b) He2+
c) He2
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O Preenchimento dos O.M.
Molécula H2.
Molécula He2.
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Ordem de Ligaç
Ligação
no e- ligantes - no e- antiligantes
2
Qual a ordem de ligação para H2 e para He2 ?
Obs: O valor da ordem de ligação indica o número de
ligações feitas entre dois átomos.
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2, σ*1s2, σ2s2, σ*2s2
Be
//
Be
:
σ1s
4
2
σ*2s
2s
2s
σ2s
σ*1s
Be
1s2
1s2
Be
σ1s
Configuração Eletrônica para o Be.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Vollardt, K. P. C.; Schore, N. E. (1999). “Organic Chemistry.” Structure
and Function. Ed. Freeman and Company. USA.
Costa, P.; Pilli, R.; Pinheiro, S.; Vasconcellos, M. (2003). “Substâncias
Carboniladas e Derivados.” Artmed Editora S.A. Porto Alegre – RG, Brasil.
McMurray, J. (2005). “Organic Chemistry.” 6
USA.
o
edição. Brooks/Cole,
Solomons, G.; Fryhle, C. (2000). “Organic chemistry.” John Wiley &
Sons. USA.