CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS DISCIPLINA: Química Geral. ASSUNTO: Formas e Polaridade das Moléculas. Prof a. Dr a. Luciana M. Saran

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1 CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS DISCIPLINA: Química Geral ASSUNTO: Formas e Polaridade das Moléculas Prof a. Dr a. Luciana M. Saran 1

2 I. INTRODUÇÃO Qual a importância de conhecermos as formas das moléculas? As formas das moléculas determinam: seu cheiro, seu sabor e sua ação como medicamento; as propriedades dos materiais que nos rodeiam, incluindo sua coloração e sua solubilidade. 2

3 I. INTRODUÇÃO A forma das moléculas e dos íons poliatômicos covalentes pode ser prevista pelo modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência, RPECV (sigla inglesa, VSEPR: valence-shell electron-pair repulsion model). 3

4 II. O MODELO RPECV Baseia-se na ideia de as repulsões entre os pares de elétrons ligantes e de elétrons não ligantes de um átomo controlarem os ângulos entre as ligações do átomo com os outros átomos que o circundam. A disposição dos pares de elétrons é prevista na base das repulsões entre os pares e a geometria da molécula ou do íon poliatômico, depende do n o de pares isolados e de pares ligantes (ou pares de e- compartilhados). 4

5 II. O MODELO RPECV A repulsão entre os pares de elétrons diminuem na seguinte ordem: PNC PNC > PNC PL > PL PL PNC: par de e - não compartilhado ou isolado PL: par de e - ligado (ligante ou compartilhado) As forças repulsivas são fortes em ângulos de 90º, mais fracas em ângulos de 120º e extremamente fracas em ângulos de 180º. 5

6 III. GEOMETRIAS PREVISTAS PELO MODELO RPECV Átomos centrais exclusivamente com Pares Ligantes (moléculas dos tipos AX 2 até AX 6 apresentando apenas ligações simples): Geometria Linear: 2 pares ligantes; Geometria Plana Triangular: 3 pares; Geometria Tetraédrica: 4 pares ligantes; Geometria Bipiramidal Triangular: 5 pares ligantes; Geometria Octaédrica: 6 pares. 6

7 (1) (2) (3) (4) (5) (1): molécula do tipo AX 2 geometria linear. Ex.: BeF 2 (2): molécula do tipo AX 3 geometria plana triangular. Ex.: BF 3 (3): molécula do tipo AX 4 geometria tetraédrica. Ex.: CH 4 (4): molécula do tipo AX 5 geometria bipiramidal triangular. Ex.: PCl 5 (5): molécula do tipo AX 6 geometria octaédrica. Ex.: SF 6 7

8 ÁTOMOS CENTRAIS COM PARES LIGANTES E PARES ISOLADOS Quatro pares de elétrons em torno do átomo central geometria tetraédrica para os pares de elétrons. Formas possíveis para a molécula: Tetraédrica Pirâmide Triangular Angular 8

9 (1) (2) (3) Molécula 1 tetraédrica, representa o CH 4 (4 pares ligantes); Molécula 2 pirâmide triangular, representa o NH 3 (três pares ligantes e um isolado); Molécula 3 angular, representa a H 2 O (2 pares ligantes e 2 pares isolados. 9

10 ÁTOMOS CENTRAIS COM PARES LIGANTES E PARES ISOLADOS Cinco pares de elétrons em torno do átomo central. Formas possíveis para a molécula: Bipirâmide Triangular: nenhum par isolado. Ex.: PF 5 Gangorra: um par isolado. Ex.: SF 4 Em forma de T: dois pares isolados. Ex.: ClF 3. Linear: três pares isolados. Ex.: XeF 2 10

11 PF 5 SF 4 ClF 3 XeF 2 11

12 ÁTOMOS CENTRAIS COM PARES LIGANTES E PARES ISOLADOS Seis pares de elétrons em torno do átomo central. Formas possíveis para a molécula: Octaedro: nenhum par isolado. Ex.: SF 6 Pirâmide Quadrada: um par isolado. Ex.: BrF 5 Quadrado Plano: dois pares isolados. Ex.: XeF 4 12

13 SF 6 BrF 5 XeF 4 13

14 Exemplo 1: Qual a geometria ou arranjo espacial dos átomos no SF 4, PH 3 e no ClF 2+? 14

15 Geometria do SF 4 Gangorra 15

16 Geometria do PH 3 Pirâmide Triangular 16

17 Geometria do Íon ClF 2 + Angular 17

18 IV. LIGAÇÕES MÚLTIPLAS E GEOMETRIA MOLECULAR Ligações duplas e triplas, embora sejam mais curtas e mais fortes, do que as ligações simples, não afetam as previsões sobre a forma geral da molécula. Todos os pares de elétrons numa ligação múltipla contribuem para a geometria molecular como se fossem uma única ligação. 18

19 Exemplo 2: Qual a geometria ou arranjo espacial dos átomos no CO 2, CO 2-3, NO 2-, NO - 3 e no OXeF 4? 19

20 Geometria do CO 2 Linear 20

21 Geometria do NO 2 - Angular 21

22 Geometria do NO 3 - Plana Triangular 22

23 Geometria do OXeF 4 Pirâmide Quadrada 23

24 Geometria do CO 3 2- Plana Triangular 24

25 Em resumo, os passos para a previsão da geometria de uma molécula ou íon poliatômico são: 1. Esquematizar a estrutura de Lewis. 2. Determinar o n o estérico do átomo central, adicionando ao n o de átomos ligados ao átomo central o números de pares solitários. 3. Orientar o par de elétrons e as ligações múltiplas nas posições apropriadas ao redor do átomo central a fim de minimizar as repulsões entre eles. 25

26 A maneira de proceder abaixo: está resumida no quadro 26

27 4. Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura obtida na etapa 3 (vértices sem átomos conterão pares solitários). Caso exista mais de uma maneira possível, determinar o n o de repulsões entre pares solitários para cada forma e escolher o arranjo que apresenta o menor n o. Apenas repulsões com ângulos de 90º devem ser consideradas. Se neste ponto surge a possibilidade de mais de uma estrutura, deve-se escolher a que possui o menor n o de repulsões entre par solitário e par compartilhado em ângulos de 90º. 27

28 Estruturas possíveis para o SF 4 a) Pirâmide Trigonal: par solitário em posição axial ( maior número de repulsões). b) Gangorra: par solitário em posição equatorial ( menor número de repulsões). 28

29 Geometria do SF 4 Gangorra 29

30 Número Estérico Número de Pares Solitários Geometria Molecular Exemplos 2 0 linear BeF 2 e CO triangular plana angular BF 3 e SO 3 SO tetraédrica pirâmide triangular angular CH 4 NH 3 H 2 O bipirâmide triangular gangorra T linear PF 5 SF 4 ClF 3 XeF octaédrica pirâmide quadrada quadrado plano SF 6 ClF 5 XeF 4 30

31 V. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Numa molécula polar, a densidade de elétrons se acumula numa extremidade da molécula, o que atribui a este lado ligeira carga negativa, δ-, enquanto o outro lado tem ligeira carga de mesmo valor, porém positiva δ+. Exemplo: 31

32 V. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Moléculas de HCl submetidas a um campo elétrico, alinham-se de forma que a extremidade positiva de cada molécula é atraída pela placa negativa e a extremidade negativa pela placa positiva. 32

33 V. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS O grau de alinhamento das moléculas com o campo depende do respectivo momento dipolar, µ. Momento dipolar, µ: corresponde ao produto do módulo das cargas parciais (δ+ e δ-) dividido pela distância que as separa. Unidade SI do µ: coulomb-metro. Unidade usual: debye, D. (1 D = 3,34x10-30 C.m) 33

34 Como prever se uma molécula será polar ou apolar? Considerar se a molécula apresenta ligações polares e como são as posições destas ligações. Consideremos moléculas do tipo CT n, com ligações polares C T. 34

35 Moléculas do tipo CT n, serão APOLARES se: Todos os átomos (ou grupos) T estiverem dispostos simetricamente em relação ao átomo central C; Todos os átomos (ou grupos) terminais T forem idênticos; Todos os átomos (ou grupos) terminais tiverem as mesmas cargas parciais. 35

36 Moléculas do tipo CT n, serão POLARES: Se um dos átomos terminais T for diferente dos outros e tiver, por isso, uma carga parcial (δ) diferente; OU Se os átomos (ou grupos) terminais T não estiverem simetricamente dispostos; 36

37 Exemplos de moléculas APOLARES: CO 2, BF 3, CCl 4 e CH 4. Exemplos de moléculas POLARES: CHCl 3, NH 3, H 2 O, NF 3, CH 2 Cl 2 e SF 4. 37

38 Molécula de CO 2 Não há momento de dipolo 38

39 Molécula de H 2 O 39

40 Molécula de BF 3 Não há momento de dipolo 40

41 Molécula de Cl 2 CO, fosfogênio (µ = 1,17D) O Cl C Os átomos de O e Cl estão dispostos simetricamente em relação ao átomo central de C. As eletronegatividades dos três átomos da molécula são muito diferentes: O > Cl > C 41 Cl

42 Molécula de NH 3 A molécula é polar, pois as ligações N H não estão dispostas simetricamente. Em geral, todas as moléculas com essa geometria são polares. 42

43 Moléculas de CCl 4 (apolar) e de CHCl 3 (polar) CCl 4 CHCl 3 Entre as moléculas tetraédricas somente as que forem simétricas, com os átomos T, no CT 4, iguais, são APOLARES. 43