Teorias de Ligações Químicas

Transcrição

1 Química Orgânica I Teorias de Ligações Químicas Ministrante: Prof. Dr Sidney Lima Teresina - PI

2 Geometria Molecular: Teoria da Ligação Valência TLV - Linus Carl Pauling ( ): Nobel de Química (1954) e da paz (1963). Hibridização. -As ligações covalentes são formadas através da superposição de orbitais atômicos, cada um com um elétron de spin opostos. -Cada um dos átomos ligados conserva os seus próprios orbitais atômicos, mas o par de elétrons dos orbitais superpostos é compartilhado por ambos os átomos. -Quanto maior o grau de superposição dos orbitais mais forte a ligação. H + H H H 1s 1s molécula de hidrogênio

3 A que distância estão os dois núcleos na molécula de H 2? 1s 1s

4 Demonstra a equivalência das ligações no CH 4 (C sp 3 ) em Os seguintes passos permite-nos determinar os orbitais híbridos usados por um átomo na ligação: 1. Desenhe a estrutura de Lewis para a moléculas ou íons. 2. Determine o arranjo, usando o modelo da RPENV. 3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons com base em seu arranjo geométrico: NH 3 H N H H estrutura de Lewis N H H H arranjo N

5 Geometria do Metano CH 4 : Hibridização Estado Fundamental Estado Excitado Átomo de C após compartilhar 4e - com 4 átomos de H 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1s 2s 2p x 2p y 2p z e - 1s 2s 2p x 2p y 2p z Estado Hibridizado 1s sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 4(sp 3 )

6 Hibridação dos Orbitais e Forma Tridimensional das Moléculas: Orbitais Híbridos sp3 4 sp 3 Interpenetração 1s do H + sp 3 do C

7 Geometria Molecular: Hibridização Ground state Excited state sp 2 -Hybridized state 2p 2s 2p 2s 4sp 3 1s 1s Promotion of electron 1s Hybridization

8 TLV: Hibridação sp 3 CH 4 1s px

9 Hibridação sp 3 py px

10 Hibridação sp 3

11 Hibridação sp 3

12 Hibridação sp 3

13 Hibridação sp 3 CH 4

14 Comprimento de Ligação: Hibridização Eteno (sp 2 ) Etino (sp)

15 A teoria moderna da estrutura atômica foi desenvolvida Erwin Schrodinger (1927). Nesta teoria, o elétron é tratado como uma função de onda (ψ) e uma partícula. As órbitas clássicas de Bohr são substituídas por órbitas atômicas tridimensionais com diferentes 8 π 2 m r 2 níveis de energia. Equação de Sshrödinger 2 ψ (ψ 2 ) dar a probabilidade de encontrar um elétron em um volume qualquer do espaço: - h 2 E - V ψ 2 dx dy dz = 1 ψ

16 Forma dos Orbitais: Equações de Onda esféricos halteres

17 Teoria Orbitais Moleculares Descreve a ligação covalente como uma combinação matemática de orbitais atômicos (funções de onda), para formar orbitais moleculares. Os elétrons de valência são tratados como se estivesse associado a todos os núcleos da molécula. O elétron pode ser descrito como uma partícula ocupando um orbital atômico, ou por uma função de onda (ψ), que é uma das soluções da equação de Schrodinger. A função de onda que descreve um orbital molecular pode ser obtida através: - Combinação Linear de Orbitais Atômico. ψ (AB) = N[c 1 ψ (A) ] + N[c 2 ψ (B) ]

18 The electron waves contain nodes, where the amplitude of the wave changes sign, and can interact with each other, producing either constructive or destructive interference: + Orbitais de mesma fase Se sobrepõem e resultam em situação ligante plano nodal - Lobos dos orbitais 2p π* E p π p

19 Formas dos Orbitais Atômicos

20 Os diagramas de energia dos orbitais moleculares: caso de uma molécula diatômica homonuclear. H. H. H 2 O orbital σ s tende a estabilizar a ligação, enquanto σ s * tende a desestabilizá-la. Ambos são chamados orbitais σ porque estão centrados e são simétricos ao redor do eixo de ligação.

21 Exemplos da Aplicação TOM para Moléculas Diatômicas Homonucleares: Princípio de Aufbau: 1.Os orbitais de menor energia são preenchidos primeiro. 2. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que eles tenham spin oposto. Regra de Hund: Caso tenhamos diversos orbitais de mesma energia, os elétrons serão distribuídos de modo a resultarem no maior número possível de spins desemparelhado.

22 Exemplos da Aplicação TOM para Moléculas Diatômicas Homonucleares: OA OM σ OA E H H σ H 2 Quais das Espécies ou moléculas Existem? Se existe qual a ordem de ligação? a) H 2 + b) He 2 + c) He 2

23 O Preenchimento dos O.M. Molécula H 2. Molécula He 2.

24 Ordem de Ligação n o e - ligantes - n o e - 2 antiligantes Qual a ordem de ligação para H 2 e para He 2? Obs: O valor da ordem de ligação indica o número de ligações feitas entre dois átomos.

25 4 Be // Be 2 : σ1s 2, σ * 1s 2, σ2s 2, σ * 2s 2 σ * 2s 2s 2s σ2s σ * 1s Be 1s 2 1s 2 Be σ1s Configuração Eletrônica para o Be.

26 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS Vollardt, K. P. C.; Schore, N. E. (1999). Organic Chemistry. Structure and Function. Ed. Freeman and Company. USA. Costa, P.; Pilli, R.; Pinheiro, S.; Vasconcellos, M. (2003). Substâncias Carboniladas e Derivados. Artmed Editora S.A. Porto Alegre RG, Brasil. McMurray, J. (2005). Organic Chemistry. 6 o USA. edição. Brooks/Cole, Solomons, G.; Fryhle, C. (2000). Organic chemistry. John Wiley & Sons. USA.