Aula 6
Moléculas Diatómicas Heteronucleares. Poliatómicas I
⇒ Moléculas de HF e LiH
Diagrama de Energias de Orbitais Moleculares
Orbitais Moleculares Não-Ligantes
Momento Dipolar
Percentagem de Carácter Iónico da Ligação. Relação com a Diferença de
Electronegatividades
O Limite da Ligação Iónica (LiH)
⇒ Ligação Química na Aproximação TEV
(Teoria do Enlace de Valência)
Geometria Molecular. Teoria da Repulsão dos Pares de
Electrões (TRPE)
⇒ Hidretos dos Elementos do 2º Período da T.P.
Conceito de Orbital Híbrida
Hibridações sp, sp2 e sp3 (hibridazões notáveis)
Pares Não-Ligantes
Momento Dipolar
Experimentalme
nte a molécula
de C2 é
Diamagnética !!
Variação da Energia das orbitais 2s e 2p ao longo
do 2º período da TP
Mistura s-p
A carga nuclear efectiva aumenta ao longo de período
⇒ maior estabilização das orbitais s, mais penetrantes do que as p
Experimentalmente a molécula de C2 é Diamagnética
A diferença de energias entre orbitais s e p é reduzida pelo
que existe “mistura” de orbitais
Configurações de moléculas diatómicas
Homonucleares do 2º Período da TP (B2 a Ne2)
Diagrama de OM para o N2
Molécula
Diamagnética
Não
considerando
a mistura de
orbitais s-p
OL = (8-2)/2 = 3
O resultado da
previsão das
propriedades
magnéticas é
independente da
existência de
mistura s -p
Moléculas Diatómicas Homonucleares
Moléculas Diatómicas Homonucleares do 2º Período
Espécie
Ordem Ligação
Distância
Internuclear (nm)
Energia de
ligação
(kJ/mol)
H2+
0,5
0,106
256
H2
1,0
0,074
432
He2+
0,5
0,108
300
He2
0
----
---
N2+
2,5
0,112
841
N2
3
0,110
945
N2-
2,5
0,119
765
O2 +
2,5
0,112
643
O2
2
0,121
494
O2 -
1,5
0,135
395
F2+
1,5
0,132
318
F2
1
0,141
155
F2-
0,5
0,188
123
Nitrogénio - Diamagnético
Oxigénio – Paramagnético
Moléculas Diatómicas
Heteronucleares
Moléculas Diatómicas Heteronucleares HF
Ei(H)
Ei(F)
Moléculas Diatómicas Heteronucleares
HF
electron poor
region
electron rich
region
H
F
δ+
δ−
Consequências da Assimetria da Nuvem Electrónica
1 – Momento dipolar, µ
2 – Percentagem de carácter Iónico da ligação
Relação entre a electronegatividade e a % de
carácter iónico
Diferença de electronegatividades
Momento Dipolar
% Carácter Iónico
Momento Dipolar
e (carga do electrão) = 1,609x10-19 C
Moléculas Diatómicas Heteronucleares HF
Tabela
Periódica
Tabela
Periódica
1 D = 3,33 x 10-30 C m
Tabela Periódica
Relação entre a electronegatividade (χ
χ) e a % Carácter Iónico (CI)
Diferença de electronegatividades, momento dipolar
e % carácter Iónico dos halgenetos e hidrogénio
Moléculas Diatómicas Heteronucleares
Ei (O)
Ei (N)
Monóxido de Azoto (NO)
Moléculas Diatómicas Heteronucleares
Monofluoreto de cloro (ClF)
Hidreto de sódio (NaH)
Moléculas Diatómicas Heteronucleares
Ligação Química
Teoria do Enlace de Valência
Átomos do 2º Período Hibridações spn
Comparação entre as duas teorias para a Ligação Química
TOM / CLOA
ENLACE DE VALÊNCIA
Combinam-se todas as OA de um e
de outro átomo, independentemente
do nº de electrões que contenham (0,
1 ou 2)
Combinam-se apenas as orbitais da
camada de valência contendo 1
electrão (uma de cada átomo)
Todas as OA de um átomo se
combinam, em princípio com todas as
OA para originar OM. A combinação
de OA duas a duas é uma
simplificação
As orbitais só se combinam 2 a 2
(uma de cada átomo)
Todos os electrões da molécula estão
em OM (mesmo quando elas têm
características muito semelhantes às
que tinham nos átomos isolados
orbitais não ligantes
Todos os electrões as camadas
internas e os da camada de valência
que estão em orbitais completamente
preenchidas permanecem em OA
Há orbitais Ligantes, não Ligantes e
anti Ligantes, ou seja há electrões
Ligantes, não Ligantes e anti Ligantes
Só há electrões ligantes não ligantes
e atómicos (que podemos designar
de não ligantes para efeitos de
analogia)
Energética da Hibridação
Hibridação implica muitas
vezes um custo energético
Energia
Então porque ocorre ?
⇒ Minimização da
repulsão interelectrónica
e/ou
⇒ Maximização do
número de ligações
Teoria da Repulsão dos Pares de Electrões
(TRPE)
Modelo que permite prever a geometria de uma molécula
com base na minimização de energia (menor repulsão
entre os pares electrónicos na camada de valência)
Hibridação e Forma Molecular
Número de
orbitais
combinadas
Geometria das
orbitais hibridas
Tipo de
hibridação
2
Linear
sp
3
Trigonal Plana
sp2
4
Tetrahédrica
sp3
5
Bipirâmide Trigonal
sp3d
6
Octahédrica
sp3d2
Tipo de Hibridação – sp2
Tipo de Hibridação – sp
Discutir
Série: BeH2, BH3, CH4, NH3, H2O
• Hibridações e configuração electrónica, tipos
e ângulos de ligação, pares isolados.
Momento dipolar.
• Regra para prever tipo de hibridação
BeH2
Estados Fundamentais - Be: 1s2 2s2
H: 1s1
Configuração electrónica do estado hibridado do Be
Be: 1s2 2sp1 2sp1 py0 pz0
(assumindo eixo xx como internuclear)
Ficam duas orbitais p “puras”
hibridação sp ⇒ Geometria é linear
BH3
Estados Fundamentais - B: 1s2 2s2 2p1
H: 1s1
Configuração electrónica do estado hibridado do B
B: 1s2 2sp21 2sp21 2sp21 pz0
Fica uma orbital p “pura”
hibridação sp2 ⇒ Geometria é triangular plana
Boro
B
Hibridação sp3
Ângulos 109º 28´
µ= 0 ⇒ Molécula Apolar
CH4
Par Isolado
Hibridação sp3
Ângulos ≅ 109º 28´
1 par isolado
µ ≠ 0 ⇒ Molécula Polar
Par Isolado
Hibridação sp3
Ângulos 109º 28´
2 pares isolados
µ ≠ 0 ⇒ Molécula Polar
Hibridação sp3
Ângulo