• Marina Couto – 14415
• Muriel Monteiro – 14418
Introdução:
• A geometria molecular determina a
ocupação da molécula no espaço.
• O arranjo espacial da molécula e a
polaridade de suas ligações influi
diretamente nas propriedades físicas
do material formado por ela.
9.1 Formas espaciais moleculares
• Os átomos se arranjam na molécula de forma a
se manterem mais afastados possível devido às
forças de repulsão eletrônica.
• As formas mais comumente encontradas que
apresentam átomos semelhantes ligados a um
único átomo central são: linear, angular, trigonal
piramidal, trigonal plana, tetraédrica, bipiramidal
trigonal e octaédrica.
• Domínio de elétrons é a região onde,
provavelmente os elétrons serão
encontrados. Em uma molécula esse
domínio pode ser :
• um par ligante, que faz uma ligação
química com outro átomo.
• um par não-ligante que não se liga a
outro átomo, mas mesmo assim, sofre
repulsão dos outros pares interferindo
no formato espacial de uma molécula.
• Basicamente, pode-se determinar a forma
espacial ao saber a quantidade de
domínios de elétrons e a quantidade de
pares ligantes.
• Sabe-se que os domínios de elétrons tem
que se afastar o máximo que puderem
para minimizar suas repulsões.
• Porém o arranjo será definido pela
distribuição dos átomos e não pela
distribuição dos domínios de elétrons.
• Usando essas informações, pode-se determinar
facilmente o arranjo de qualquer molécula.
Exemplos:
• CO2 e SO2; ambas tem um átomo central ligado a
outros dois átomos. Porém em qualquer livro se
encontra que o CO2 é linear e o SO2 é angular. Por
que?
• No CO2 todos os domínios de elétrons do átomo
central foram usados para ligar o carbono ao
oxigênio. Há então apenas dois domínios de
elétrons. Sendo assim, para minimizar a repulsão,
eles ficarão o mais afastados possível. Isso
acontece, quando o ângulo entre eles for de 180º,
definindo uma molécula linear.
• Já no SO2, há 3 domínios de elétrons. Para
minimizar as repulsões, esses 3 domínios
ficarão igualmente afastados, determinando um
ângulo de 120º entre eles. Porém, só dois ligam
o hidrogênio ao oxigênio, formando assim uma
molécula angular.
CO2
SO2
Polaridade
• Definição: é uma medida de quão igualmente os
elétrons em certa ligação são compartilhados
entre os dois átomos da ligação.
• À medida que a diferença na eletronegatividade
aumenta, aumenta também a polaridade.
• A separação de cargas nas moléculas tem efeito
significativo nas propriedades físicas e químicas.
Momento de dipolo
• É definido pela
polaridade dos
átomos ligantes da
molécula e sua
geometria molecular.
• Uma molécula pode ser apolar mesmo sendo
composta de ligações polares.
O momento dipolo e os dipolos de ligação são
grandezas vetoriais: possuem módulo, direção e
sentido.
O dipolo total poliatômico é a soma dos dipolos de
todas as ligações da molécula.
Ligações covalentes
• Teoria de Lewis: a ligação ocorre
quando os átomos compartilham
elétrons e a densidade eletrônica
se concentra entre os núcleos.
• Teoria da ligação de valência: o
acúmulo de densidade eletrônica
entre dois núcleos é semelhante à
fusão de dois orbitais atômicos.
Permite que dois elétrons de spin
contrários compartilhem um
espaço comum entre os núcleos,
formando uma ligação covalente .
Hibridização
É o processo de misturar e variar os
orbitais atômicos na proporção que os
átomos se aproximam para formar
ligações.
Orbitais híbridos sp
• Ocorre em moléculas de geometria linear.
• Há uma excitação de um elétron do orbital s
para o orbital p para formar elétrons
desemparelhados e ser capaz de formar ligação
covalente.
• Os orbitais são misturados para que os dois
elétrons desemparelhados possam formar as
ligações, formando dois novos orbitais idênticos
no formato mas com lóbulos de sentidos
opostos.
Orbitais híbridos sp2 e sp3
• Formam moléculas de geometria trigonal
plana e tetraédrica.
• Quando se combina certo número de
orbitais atômicos, obtém-se o mesmo
número de orbitais híbridos. No caso da
hibridização sp2 e sp3 são formados
respectivamente 3 e 4 orbitais híbridos.
Ligações múltiplas
• Nas ligações covalentes, podem ser formadas
ligações do tipo σ ou do tipo π.
• As ligações σ são aquelas nas quais a
densidade eletrônica localiza-se ao longo da
linha de conexão dos átomos.
• As ligações π são formadas pela superposição
pararela de orbitais p. Para haver a ligação π,
as moléculas ligantes devem se localizar no
mesmo plano, e por isso elas produzem rigidez
nas moléculas.
Orbitais moleculares
• A teoria dos orbitais moleculares descreve
os elétrons nas moléculas usando funções
de onda específicas, chamadas orbitais
moleculares.
• Um orbital molecular, assim como o
atômico, pode acomodar um máximo de
dois elétrons e tem uma energia definida.
• A combinação de dois
orbitais atômicos leva à
formação de dois orbitais
moleculares, um de menor
energia e outro de maior,
chamados respectivamente
de:
• Orbital Molecular Ligante. É o
de menor energia e
concentra a densidade da
carga na região entre os
núcleos.
• O Orbital Molecular AntiLigante. É o de maior energia
que exclui os elétrons da
região entre os núcleos.
Existem fundamentalmente três tipos de OM: os
OM ligantes, que retêm os elétrons de ligação, e
portanto são aqueles de menor energia. Os OM's
não ligantes podem carregar elétrons extras
pertencentes a átomos da molécula mas não
envolvidos em ligações, um claro exemplo sendo
os seis elétrons restantes do cloro como na
molécula de HCl gasoso. Esses são orbitais de
energia intermediária. Finalmente, os orbitais
antiligantes que não contribuem em nada para
uma ligação química, sendo de energia bem mais
alta que os outros dois tipos de OM.
Ordem de ligação
• Na teoria do orbital molecular a
estabilidade de uma ligação covalente
está relacionada com sua ordem de
ligação, como definida a seguir:
ordem de ligação = ½ (número de elétrons
ligantes – número de elétrons antiligantes)
Referências bibliográficas
• Química: a ciência central. Brown, LeMay, Bursten.
• www.wikipédia.com
• www.prenhall.com/brown_br
• http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/misterios/misterios.html
• www.google.com