Teoria da Ligação de Valência (TLV)

Transcrição

1 Universidade Federal de Sergipe Departamento de Química Química Inorgânica Teoria da Ligação de Valência (TLV) Docente: Reinaldo Cestari Discente: Daiane Requião São Cristóvão

2 Elaboração Walter Heitler John Slater Fritz London Linus Pauling 1ª descrição da ligação covalente considerando os orbitais atômicos Ângulos e comprimento da ligação

3 TLV Visão Clássica Visão Quantomecânica (Par de elétrons) Elétron Corpuscular (Superposição orbitais) Elétron ondulatório

4 Ligação Covalente Superposição de dois orbitais atômicos nãoortogonais e monoocupados.

5 Descrição Clássica (estrutura de Lewis) Ligação σ: 2p z 2p z Descrição quanto-mecânica (TLV) Ligações π: 2p x 2p x 2p y 2p y

6 Hibridização Orbitais atômicos do átomo central Combinação linear Hibridos Novo conjunto de orbitais Alteração da orientaçao e energia Maior região de superposição

7 html Daiane Requião de Souza Inorgânica Orbitais híbridos sp 3 Descrição Clássica (estrutura de Lewis) Descrição quanto-mecânica (TLV) hibridização

8 Compostos de Coordenação Reação ácido- Complexos coordenação base Lewis Os ácidos de Lewis são receptores de pares de elétrons Ligantes são bases de Lewis Complexos: têm um átomo ou íon metálico ligado a um número de ligantes. Exemplo, [Ag(NH 3 ) 2 ] +

9 1- O complexo [Cr(CO) 6 ] Cr: [Ar] 3d 5 4s 1 diamagnético Complexo Estado fundamental Estado ativado Orbitais híbridos d 2 sp 3 Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

10 2- O complexo [Ni(CO) 4 ] Ni: [Ar] 3d 8 4s 2 diamagnético Complexo Estado fundamental Estado ativado (pareamento eletrônico) Orbitais híbridos sp 3 Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

11 Farias, R.F. Química de coordenação: fundamentos e atualidades. Campinas, SP. Editora Átomo, Daiane Requião de Souza Inorgânica 2- O complexo [Ni(CO) 4 ] Em função da molécula CO ser uma base forte e por isso um ligante de campo forte, segundo a Teoria do Campo Cristalino (TCC), ocorre o emparelhamento dos elétrons nos orbitais 3d do átomo de níquel confirmando seu comportamento diamagnético previsto por dados experimentais. E o volume relativamente pequeno do níquel é a provável causa da geometria tetraédrica do complexo.

12 3- O íon complexo [PtCl 4 ] 2- Pt: [Xe] 4f 14 5d 8 6s 2 diamagnético Complexo Estado fundamental Estado fundamental (ionizado) Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

13 3- O íon complexo [PtCl 4 ] 2- Estado ativado Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

14 3- O íon complexo [PtCl 4 ] 2- Apesar do Cl - ser um ligante de campo fraco, segundo a série espectroquímica da TCC, o emparelhamento dos elétrons nos orbitais 5d da platina ocorre com baixa repulsão pois os mesmos são mais difusos. A Pt 2+ tem um volume iônico relativamente grande permitindo que os ligantes se fixem nos vértices de um quadrado em torno do íon Pt 2+, exercendo menos repulsão um sobre os outros do que ocorreria se fosse um íon de volume menor. Farias, R.F. Química de coordenação: fundamentos e atualidades. Campinas, SP. Editora Átomo, 2005.

15 4- [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ Co: [Ar] 3d 7 4s 2 diamagnético Complexo Estado fundamental Estado fundamental (ionizado) Estado ativado (pareamento eletrônico) Orbitais híbridos d 2 sp 3 - Geometria octaédrica Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

16 5- O complexo [CoF 6 ] 3- Co: [Ar] 3d 7 4s 2 paramagnético Complexo Estado fundamental (ionizado) 6 Ligantes F - (12 e - no total) Orbitais híbridos sp 3 d 2 Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

17 6- O complexo [Fe(OH 2 ) 6 ] 3+ Fe: [Ar] 3d 6 4s 2 paramagnético Complexo Estado fundamental (ionizado) Orbitais híbridos sp 3 d 2 esfera externa Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

18 Farias, R.F. Química de coordenação: fundamentos e atualidades. Campinas, SP. Editora Átomo, Daiane Requião de Souza Inorgânica 6- O complexo [Fe(OH 2 ) 6 ] 3+ Apesar desse complexo ser paramagnético poderia ocorrer o emparelhamento dos elétrons nos orbitais 3d, porém isso não acontece devido à molécula de água ser considerada um ligante de campo fraco; Assim, são utilizados os orbitais 4d (além dos orbitais 4s e 4p) fora da esfera do metal para aceitar os pares de elétrons dos ligantes e por isso são chamados de orbitais híbridos (sp 3 d 2 ) de esfera externa ou íon complexo de spin alto.

19 7- O complexo [Fe(CN) 6 ] 3- Fe: [Ar] 3d 6 4s 2 paramagnético Complexo Orbitais híbridos d 2 sp 3 esfera interna Teorias_de_Coordena o NAE_e_TLV. pdf

20 7- O complexo [Fe(CN) 6 ] 3- Como o íon CN - é considerado um ligante de campo forte, o emparelhamento dos elétrons nos orbitais 3d ainda ocorre conforme o comportamento paramagnético do complexo; Assim, são utilizados os orbitais 3d de valência do metal (além dos orbitais 4s e 4p) para aceitar os pares de elétrons dos ligantes e por isso são chamados de orbitais híbridos (d 2 sp 3 ) de esfera interna ou íon complexo de spin baixo. Farias, R.F. Química de coordenação: fundamentos e atualidades. Campinas, SP. Editora Átomo, 2005.

21 Farias, R.F. Química de coordenação: fundamentos e atualidades. Campinas, SP. Editora Átomo, Daiane Requião de Souza Inorgânica Ligações Retrodoativas Explica a estabilidade de complexos em que o metal tem baixo estado de oxidação e por não aceitarem facilmente densidade eletrônica (conferida pelos ligantes) se tornariam instáveis; Mas através da retrodoação de elétrons de seus orbitais d para orbitais vazios dos ligantes, o metal diminui a carga negativa ao seu redor.

22 Ligações Retrodoativas d π * A figura acima mostra como a densidade eletrônica do metal pode ser deslocada para o ligante. Em que o carbonil forma uma ligação σ, doando um par de elétrons para o metal e, simultaneamente, este estabelece uma ligação π, doando e - dos seus orbitais 3d para os orbitais π * do carbonil, estabilizando o composto. Nesse modelo relaciona-se como formas de ressonância M - C O + M=C=O

23 TOM - Efeito nefelauxético Na Teoria do Orbital Molecular (TOM), o deslocamento parcial da densidade eletrônica é conhecido como Efeito nefelauxético; A expansão da nuvem eletrônica é observada nas medidas espectroscópicas e mostra que as repulsões elétron-elétron no íon metálico em alguns complexos são significativamente menores que nos íons metálicos não complexados (íons livres); E confere maior estabilidade aos compostos.

24 Alcances e Limites Estudos sobre compostos de coordenação; TLV Simplicidade; Alcance a respeito das estruturas e propriedades magnéticas;

25 Farias, R.F. Química de coordenação: fundamentos e atualidades. Campinas, SP. Editora Átomo, Daiane Requião de Souza Inorgânica Alcances e Limites Não prediz se um composto de tipo [ML 4 ] será tetraédrico ou quadrado planar; Ou se um dado complexo octaédrico é de alto spin ou de baixo spin; Não explica as cores dos complexos;

26 Nova teoria foi desenvolvida para complementar as explicações; Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM)

27 Obrigada!