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LIGAÇÃO QUÍMICA NO CARBONO
GEOMETRIA MOLECULAR
HIBRIDAÇÃO
Geometria molecular
• O arranjo tri-dimensional dos átomos numa
molécula → geometria molecular
• A teoria da repulsão dos pares de electrões
(ligantes e anti-ligantes) procura explicar o arranjo
dos átomos numa molécula.
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Teoria da repulsão electrónica
• Electrões são cargas negativas, repelem-se
mutuamente.
• Os electrões ocupam posições espaciais de modo a
minimizar o efeito das suas repulsões (de modo a
ficar o mais afastados possível uns dos outros).
• Num átomo os electrões distribuem-se por espaços
chamados orbitais (máximo de 2e numa orbital).
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z
y
ORBITAL s
Simetria esférica
x
ORBITAIS p
z
y
x
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pz orbital
px orbital
py orbital
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Ligações covalentes
• Resultam da sobreposição das orbitais atómicas dos
átomos que participam na ligação.
• Os átomos partilham o par de eletrões que forma a
ligação.
• A ligação covalente pode ser polar ou apolar.
• Podem ser do tipo sigma (σ) ou pi (π), conforme a sua
simetria.
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A molécula de H2
• Caracterizada por uma ligação covalente simples
resultante da sobreposição de duas orbitais 1s, uma
de cada átomo de hidrogénio.
• A ligação tem uma simetria cilíndrica sobre o eixo
que une o centro dos dois átomos - ligação σ.
• A ligação no H2 (H-H) pode ser resumida em:
1s (H) – 1s(H) Æ ligação σ
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A ligação covalente no H2
• A ligação sigma resulta da combinação de duas
orbitais s
H
H
H
H
Simetria cilíndrica
da ligação sigma
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Cada átomo de H apresenta 1 electrão na orbital
1s.
1s. Este electrão sente a atracç
atracção do protão
existente no núcleo do átomo de H.
Quando dois átomos de H se aproximam,
aproximam, o electrão
de cada átomo começ
começa a sentir a forç
força atrativa dos
protões de ambos os núcleos.
cleos.
Na molé
atómicas 1s
molécula de H2 as duas orbitais ató
dão origem a uma orbital molecular que
corresponde a uma região com igual probabilidade
de encontrar qualquer um dos dois electrões que
formam a ligaç
ligação covalente.
covalente.
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GEOMETRIA MOLECULAR
• Muitas propriedades (ex:reatividade) das moléculas
estão relacionados com sua forma.
• A forma depende do ângulo das ligações e do
comprimento das ligações.
• Utiliza-se o conceito de hibridação dos átomos
numa molécula para explicar a forma dessa
molécula.
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Hibridação de orbitais atómicas
• É a combinação de orbitais atómicas de energia
próxima e simetria diferente, originando novas
orbitais, iguais entre si, mas diferentes das orbitais
originais.
• As novas orbitais atómicas, denominadas orbitais
híbridas, são diferentes em geometria (forma) e na
sua energia.
• O número de orbitais híbridas obtidas é igual ao das
orbitais de partida.
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ORBITAIS ANTES DA
HIBRIDAÇÃO
ORBITAIS APÓS
HIBRIDAÇÃO (sp3)
z
x
Orbital s
orbital px
x
hibridação
z
y
orbital pz
orbital py
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Hibridização sp3
• É a combinação de 3 orbitais p “puras” com uma orbital s
“pura”, formando 4 novas orbitais “híbridas” denominadas
sp3.
• A geometria dos 4 orbitais sp3 é tetraédrica (as 4 orbitais
partem do centro do tetraedro e dirigem-se, cada uma, para
um dos vértices do tetraedro).
• O ângulo entre as orbitais sp3 é de aprox.109°
• Acontece no C, que possui 4 electrões de valência
distribuídos por 1 orbital s e 3 p (px, py e pz), que o levam a
estabelecer no máximo 4 ligações simples (o C é
tetravalente).
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.
.
C. .
2s ↑↓ 2px ↑ 2py ↑ 2pz
O carbono possui 4 electrões de valência Æ 2s2 2p2
(é tetravalente).
O carbono pode formar ligações simples, duplas e
triplas.
O carbono pode apresentar orbitais híbridas do tipo
sp, sp2 e sp3
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2p
hibridação
sp3
2s
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Hibridação sp2
• É a combinação de uma orbital s com duas orbitais p
(pertencentes ao mesmo átomo), resultando em 3 novas
orbitais denominadas híbridas sp2.
• As três orbitais híbridas sp2 situam-se no mesmo plano
formando ângulos de 120° entre si (geometria triangular
plana).
• Explica a formação de ligações duplas no C.
• Num C do tipo sp2 existirá uma orbital p “pura” que será
responsável pela ligação covalente do tipo pi.
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HIBRIDAÇÃO sp2 DO CARBONO
H
Eteno
(etileno)
H
C
C
H
H
No etileno, cada carbono é hibrido sp2 . O hidrogénio é 1s.
Uma das ligações C-C é sp2 - sp2. A outra é p - p.
2p
2p
hibridação
sp2
2s
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sp2
1 orbital de simetria s e 3
orbitais de simetria p
H
H
C
H
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C
H
3 orbitais de simetria sp e 1
orbital de simetria p
No etileno, a ligação dupla é
formada pela combinação de
duas orbitais sp2, uma de cada C,
formando uma orbital molecular
de simetria σ, e pela combinação
de duas orbitais p, uma de cada
C, formando uma orbital molecular
do tipo π.
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Os ângulos de ligações no C2H4
• Como os átomos centrais são dois carbonos com
hibridação sp2 o ângulo entre as ligações sigma será de ≈
120°. A ligação π é perpendicular ao plano da molécula.
• C com uma dupla ligação Æ hibridação sp2
Numa ligação dupla → uma ligação σ e uma ligação π
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OUTRAS MOLÉCULAS TRIANGULARES PLANAS
hibridação sp2 Ægeometria triangular plana
H
H
C O
H
H
C N
H
H
H
H
H
H
H
neste exemplo, cada
carbono é sp2
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Hibridação sp
• É a combinação de uma orbital s com 1 orbital p, formando duas
novas orbitais denominadas híbridas sp.
• As orbitais híbridas sp formam um ângulo de 180° entre si.
• A geometria molecular é linear.
• Explica a formação de duas ligações duplas no C ou de uma
ligação tripla.
• Numa ligação tripla formam-se uma ligação sigma e duas pi.
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Fórmula estrutural do acetileno
H C
H
C
Cada átomo de carbono é um híbrido sp.
Os hidrogénios têm orbitais 1s, não hibridas.
2p
2p
hibridação
2s
sp
A ligação tripla é formada por uma σ e duas π .
As duas ligações π resultam da combinação de orbitais p não
hibridas.
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Exemplo de hibridação sp ÆC2H2
• Etino (acetileno)
• Em torno dos átomos de C formam-se duas orbitais híbridas sp e duas
orbitais p “puras”.
• As duas orbitais híbridas do C formam uma orbital molecular de simetria
sigma por combinação de uma s (H) e de uma sp (C) e outra também de
simetria sigma por combinação de duas sp (C-C).
• As duas orbitais p de cada carbono combinam-se para formar duas ligações
pi entre os carbonos (resultando numa ligação tripla entre os dois carbonos).
• Ligação tripla → uma ligação σ e duas ligações π
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A Molécula de C2H2
H
C
C
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H
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Momento dipolar
• A molécula de HF tem uma ligação polar –
devido a diferença de eletronegatividade
existente entre o F e o H.
• A forma da molécula e a grandeza do dipolo
explicam a polaridade total da molécula.
δ+H-Fδ−
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Momento dipolar e geometria
•
Moléculas diatómicas homonucleares → não
apresentam momento dipolar (O2, F2, Cl2, etc)
•
Moléculas triatómicas ou maiores ( dependem
do efeito resultante de todas ligações polares
existentes na molécula).
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O momento dipolar depende da geometria
da molécula
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Mais exemplos polaridade e geometria
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