GEOMETRIA MOLECULAR ─ Estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica:

mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. Os ângulos de ligação determinam a forma espacial de uma molécula Os comprimentos de ligação definem o tamanho molecular

MODELO ABn

─ moléculas e íons que apresentam átomo central (A) ligados a outros átomos de mesmo tipo (B). Ex.: H2O, CO2, NH3

─ as formas espaciais de moléculas ABn dependem do valor de n

formas espaciais possíveis

Estruturas geométricas básicas para moléculas ABn:

quando A é elemento representativo do bloco p, pode-se

prever a forma espacial dentre as cinco apresentadas. Repulsões entre os elétrons de valência: a molécula assume

qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão.

Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de

Elétrons no Nível de Valência (RPENV).

MODELO RPENV • Ao redor do átomo central, consideram-se todos os elétrons

(pares ligantes e não-ligantes). • Domínio de elétrons: região no espaço onde é mais provável

encontrar os pares de elétrons • O arranjo eletrônico é definido pelas posições no espaço 3D

de TODOS os domínios de elétrons, minimizando suas repulsões.

• Na definição da geometria molecular, são distintos os domínios de elétrons ligantes e não-ligantes, considerando apenas a posição dos átomos.

Sequência do modelo RPENV:

Desenhe a estrutura de Lewis;

número de domínios de elétrons ao redor do átomo central;

ligações múltiplas = um único domínio de elétrons;

determine o arranjo dos domínios de elétrons - menor repulsão definir a geometria molecular: considere a distribuição dos

átomos e o número de domínios não-ligantes

ÂNGULOS DE LIGAÇÃO ─ os ângulos ideais são definidos pelo arranjo dos domínios de

elétrons ─ a presença de pares de elétrons não-ligantes interfere nos

ângulos das ligações (diminui) Pares de elétrons ligantes atraídos por dois núcleos Pares de elétrons não-ligantes menor atração nuclear

ligações múltiplas: maior densidade eletrônica; há maior repulsão em relação aos demais elétrons ligantes.

104.5O107O

NHH

HC

H

HHH109.5O

OHH

C OCl

Cl111.4o

124.3o

Moléculas com níveis de valência expandidos

Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaedro).

átomo central com 5 domínios de elétrons: átomo central com 6 domínios de elétrons:

pares de elétrons não-ligantes ocupam posições equatoriais!!

─ todos os ângulos = 90o ─ vértices equivalentes ─ domínios de elétrons não-

ligantes podem ocupar qualquer posição

FORMA ESPACIAL E POLARIDADE MOLECULAR Para moléculas com mais de 2 átomos: o momento de dipolo depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. • É possível que uma molécula que contenha ligações polares

não seja polar. • O dipolo total de uma molécula poliatômica é a soma de

seus dipolos de ligação

TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

Explica a formação de ligações covalentes a partir dos orbitais atômicos e da geometria molecular Os orbitais de valência se fundem (superposição) Elétrons de spins opostos compartilham um espaço entre os núcleos

Formação da ligação: ─ À medida que os átomos se aproximam, ocorre a superposição

de orbitais e a Ep diminui ─ A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada:

comprimento de ligação (equilíbrio entre atração e repulsão) ─ Se os átomos de aproximam muito: Ep aumenta bruscamente

(repulsão eletrostática entre núcleos)

Para moléculas poliatômicas, é necessário entender a formação de ligações e a geometria molecular obtida.

ORBITAIS HÍBRIDOS

Os orbitais atômicos se misturam para formar orbitais híbridos: ─ formas diferentes; ─ resultam na geometria molecular observada

Tipos de orbitais híbridos: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2

• quando misturamos n orbitais atômicos, devemos obter n orbitais híbridos.

• o arranjo da teoria de RPENV determina a hibridização.

Orbitais sp: ex.: BeF2*

Orbitais híbridos sp2 e sp3 • Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais

sp2 no átomo central. ex.: BF3*

• orbitais híbridos sp3: um orbital s e três orbitais p, formam quatro lóbulos grandes. ex.: CH4*

• Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro. • O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5°. • moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp3.

LIGAÇÕES MÚLTIPLAS • Ligações σ: densidade eletrônica no eixo entre os núcleos. • Todas as ligações simples são ligações σ. • Ligações π: densidade eletrônica acima e abaixo do plano

dos núcleos. • Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações π vêm de

orbitais não-hibridizados. • ligação dupla consiste de uma ligação σ e de uma ligação π. • ligação tripla tem uma ligação σ e duas ligações π.

Ligações π deslocalizadas