Ministério da Educação Universidade Federal do Paraná Setor Palotina

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1 Ministério da Educação Universidade Federal do Paraná Setor Palotina Aula 8 Ligação Covalente Prof. Isac G. Rosset Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 2 1

2 Dilemas morais: o que você faria? Isac G. Rosset - UFPR 3 Linus Pauling Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 4 2

3 Ligação Covalente Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 5 Representações de Lewis Numa ligação química só intervêm os eletrons de valência, ou seja, os eletrons da camada mais externa do átomo. Para os representar utilizamos as representações de Lewis ou notação de Lewis. Consistem no símbolo do elemento (que representa o núcleo mais as camadas internas, ou cerne do átomo) e um ponto (dot) por cada electrão de valência. Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 6 3

4 Exercício: Quantos elétrons de valência tem cada elemento abaixo: Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 7 Ligação covalente é uma ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 8 4

5 Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 9 Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 10 5

6 Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 11 Como funcionam as ligações? Energia potencial Distância internuclear Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 12 6

7 Exercício: Escreva as estruturas de Lewis das moléculas e íons abaixo: 2 O 2 CO 3 ClO 2 - Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 13 Ressonância Qual é a forma correta de representar a molécula de O 3? 121 pm 148 pm 148 pm 121 pm 128 pm 128 pm Seta que representa ressonância Algo entre uma ligação simples e uma dupla Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 14 7

8 Ressonância Íon Carbonato (CO 3-2 ) Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 15 TODAS corretas! Aumenta a eletronegatividade Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 16 8

9 Ressonância Benzeno Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 17 Carga Formal Chama-se carga formal de um átomo à diferença entre o número de elétrons de valência num átomo isolado e o número de electrões atribuído a esse átomo numa estrutura de Lewis. 1 Carga formal = nº total de e - de valência - nº total de e - não ligantes + nº total de e - ligantes 2 NCS - Ânion tiocianato Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 18 9

10 Exceções a Regra do Octeto Alguns elementos podem não seguir a regra do octeto CAMADAS DE VALÊNCIA EXTENDIDA P 4(g) + 6 Cl 2(g) 4 PCl 3(l) PCl 3(l) + Cl 2(g) PCl 5(s) Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 19 Exceções a Regra do Octeto Alguns elementos podem não seguir a regra do octeto Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 20 10

11 Elétrons e geometria molecular VSEPR - Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência Ligação e Estrutura das Moléculas Orgânicas Os elétrons também ocupam lugar no espaço No caso do metano, os elétrons envolvidos na ligação se repelem, favorecendo a geometria tetraédrica 21 Elétrons e geometria molecular - VSEPR Ligação e Estrutura das Moléculas Orgânicas linear angular trigonal plana tetraédrica piramidal bipirâmide trigonal gangorra forma de T octaédrica pirâmide quadrada quadrada plana bipirâmide pentagonal Prof. Isac G. Rosset - UFPR 22 11

12 Orbitais nas ligações Conteúdo O Que se Espera de uma Teoria de Ligação Introdução ao método da Ligação de Valência ibridização de Orbitais Atômicos Ligações Covalentes Múltiplas Teoria de Orbitais Moleculares Elétrons Delocalizados: As Ligações na Molécula de Benzeno. Ligações em Metais Por Quê São Necessárias Novas Teorias de Ligação? A teoria de Lewis apresenta alguns problemas: Ela não explica a existência de condutores ou semicondutores. São necessárias abordagens mais sofisticadas: ibridização Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos. 12

13 O Que Se Espera de Uma Teoria de Ligação? Aproxima-se os átomos, vindos do infinito. Os elétrons são atraídos por ambos os núcleos. Os elétrons se repelem Os núcleos se repelem Constrói-se um gráfico de energia potencial versus distância. Energias negativas forças de atração Energias positivas forças de repulsão Diagrama de Energia Potencial Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina 26 13

14 Introdução ao Método da Ligação de Valência Orbitais atômicos descrevem as ligações covalentes A área de interpenetração (overlap) dos orbitais está em fase. É um modelo localizado de ligação. Teoria de Orbitais Moleculares Os orbitais atômicos estão isolados nos átomos. Orbitais moleculares incluem dois ou mais átomos Obtidos através de LCAO (CLOA): Combinação Linear de Orbitais Atômicos. Ψ 1 = φ 1 + φ 2 Ψ 2 = φ 1 -φ 2 14

15 Combinação de Orbitais Atômicos Adição Subtração Orbitais moleculares ligantes e antiligantes Orbitais Moleculares do idrogênio Plano Nodal Antiligante Orbitais 1s de Dois átomos de hidrogênio separados Ligante Orbitais moleculares da molécula de 2 Densidade de carga eletrônica (probabilidade) ao longo de uma linha ligando os dois átomos Diagrama de níveis de energia 15

16 Ideias Básicas a Respeito de OMs Número de OAs= número de OMs. á sempre a formação de OMs ligantes E antiligantes a partir do OAs. Os elétrons ocupam primeiro o OM de mais baixa energia. O princípio da exclusão de Pauli se aplica: O número máximo de elétrons por OM é dois. A regra de und se aplica: Oms degenerados são preenchidos antes do emparelhamento. Ligações sigma (σ) e pi (π) As ligações sigma (σ) ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da ligação. Orbitais s-s Orbitais s-p Molécula de 2 Molécula de F 16

17 Ligações sigma (σ) e pi (π). Orbitais p-p Molécula de O 2 Ligações sigma (σ) e pi (π). Os orbitais px e py estão perpendiculares ao eixo internuclear e a sobreposição ocorre lado a lado formando uma ligação do tipo pi (π). Ligação dupla Ligação tripla 17

18 Ordem de Ligação Espécies estáveis possuem mais elétrons em orbitais ligantes do que em orbitais antiligantes - - No. e em OMs Ligantes - No. e em OMs Antiligantes Ordem de Ligação= 2 Orbitais Moleculares do Segundo Período 18

19 Combinações de Orbitais p (antiligante) (ligante) (antiligante) (ligante) (antiligante) (ligante) 19