QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 8ª aula /

Transcrição

1 QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 8ª aula / Prof. Mauricio X. Coutrim (disponível em:

2 A LIGAÇÃO COVALENTE É BASEADA NO COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS Ex. A MOLÉCULA DE H 2

3 Estrutura de Lewis: Representa os elétrons da camada de valência dos átomos compartilhados. P. ex., Cl 2, HCl e H 2 S. Os átomos tendem a obedecer a regra do octeto! CAMADA DE VALÊNCIA n=3 Cl (Z=17) : 1s 2s 2p 3s 3p Cl CAMADA DE VALÊNCIA n=3 1s 2s 2p 3s 3p Cl (Z=17) : Cl * ** ** Cl * * Cl * ; Cl Cl; Cl 2 ** ** 15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 3

4 Estruturas de Ressonância: Às vezes são necessárias mais de uma estrutura de Lewis para representar a espécie (ressonância). P. ex., NO 3-, CO 3 2- e O 3 (ozônio). CARGA FORMAL é s valência do átomo livre menos é s livres e compartilhados no átomo ligado! Nesse caso: 6 (6 + 1) = -1 Ressonância no CO 2 15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 4

5 Camada de Valência Expandida: Átomos que possuem orbitais d vazios podem fazer ligações covalentes com mais de 8 elétrons (expandem a camada de valência com orbitais d). P. ex., PCl 5 [PCl 3 (regra do octeto)], SF 4, XeF 4. 15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 5

6 Ligação Covalente Coordenada: Ocorre quando ambos os elétrons de uma ligação covalente são proveniente de um dos átomos da ligação. P. ex., NH 3 BF 3. Ácido de Lewis: É uma espécie receptora de par de elétrons. Base de Lewis: É uma espécie doadora de par de elétrons. Ácido de Lewis Base de Lewis 15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 6

7 / orbitais atômicos A forma do orbital s (esfera representa a região com 90% de certeza de se encontrar o elétron Representação das formas dos orbitais p Representação das formas dos orbitais d

8 A LIGAÇÃO s NO H H (H 2 ) H (Z = 1): 1s 1 15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim Orbitais moleculares são formados a partir de orbitais atômicos! A energia de um elétron em um átomo da ligação depende dos demais elétrons desse átomo e do(s) elétron(s) do(s) outro(s) átomo(s). Exemplo mais simples: orbital s na molécula H 2. 8

9 A LIGAÇÃO s NO H F (HF) A LIGAÇÃO s NO F F (F 2 ) F (Z = 9): 1s 2 ; 2s 2 ; 2p 5. LIGAÇÃO s = encontro frontal de orbitais

10 A LIGAÇÃO p (encontro lateral de orbitais) A MOLÉCULA DE N 2 (N N, ligação tripla) (a) Duas ligações p e uma ligação s, separadas (b) Os orbitais s e p mostrados juntos

11 ORÇA DE LIGAÇÃO ENERGIA DE LIGAÇÃO = ENTALPIA DE LIGAÇÃO

12 GEOMETRIA MOLECULAR / TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA Modelo da Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência - RPENV (VSEPR: valence-shell electron-pair repulsion model): Os pares de elétrons ligantes e os não ligantes tendem ao máximo distanciamento (repulsão de cargas elétricas). O modelo explica a forma da molécula (geometria). P. ex., CO 2 e H 2 O. Como ocorre a repulsão dos pares de elétrons (ligantes e não ligantes)

13 AS DIVERSAS FORMAS GEOMÉTRICAS DAS MOLÉCULAS Exemplos de moléculas SF 4 PCl 5 BrF 5

14 A GEOMETRIA DA MOLÉCULA / POLARIDADE Formas geométricas apolares (5 formas principais): Observar que o átomo central é a base do modelo!

15 A GEOMETRIA DA MOLÉCULA As formas geométricas derivadas (os pares de elétrons não ligantes interferem no ângulo da geometria): Ângulos: ~109,5º (CH 4 ) 107º (NH 3 ) ~104,5º (H 2 O) APOLAR POLAR POLAR

16 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS Orbitais atômicos formam orbitais moleculares na ligação. Muitas vezes os orbitais atômicos formam orbitais híbridos antes de se ligarem (o número total de orbitais híbridos é igual ao de orbitais atômicos misturados): EXEMPLO DE UM ORBITAL HÍBRIDO

17 HIBRIDIZAÇÃO sp DO CARBONO (C, Z=6) (1s 2, 2s 2, 2p 2 ) LIGAÇÃO COVALENTE HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s E p Tipos de orbitais híbridos (sp) 2 orbitais sp iguais (com mesma energia) + 2 orbitais p (mais energético)

18 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp Exemplo: CARBONO NO ACETILENO (H C C H) GEOMETRIA LINEAR

19 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp do Be Exemplo: BERÍLIO no BeF 2 (C, Z=4) (1s 2, 2s 2, 2p 0 ) hibridização BF 2

20 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s E p Tipos de orbitais híbridos (sp 2 ) HIBRIDIZAÇÃO sp 2 DO CARBONO (C, Z=6) (1s 2, 2s 2, 2p 2 ) 3 orbitais sp 2 iguais (com mesma energia) + 1 orbital p (mais energético) ocupado

21 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp 2 Exemplo: CARBONO NO ETILENO (H 2 C=CH 2 ) GEOMETRIA PLANA

22 QUATRO ORBITAIS HÍBRIDOS sp 3 (mesma energia, > 1s) HIBRIDIZAÇÃO sp 3 DO CARBONO (C, Z=6) (1s 2, 2s 2, 2p 2 ) LIGAÇÃO COVALENTE HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s E p Tipos de orbitais híbridos (sp 3 ) 4 orbitais sp 3 iguais (com mesma energia)

23 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS (sp 3 ) Exemplo: CARBONO NO METANO (CH 4 ) GEOMETRIA TETRAÉDRICA

24 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s, p e d HIBRIDIZAÇÃO sp 3 d DO FÓSFORO (P, Z=15) (Ne; 3s 2, 3p 3, 3d 0 ) E DO ENXOFRE (S, Z=16) (Ne; 3s 2, 3p 4, 3d 0 )

25 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s, p E d HIBRIDIZAÇÃO sp 3 d (Exemplo, FÓSFORO REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS DO ÁTOMO DE FÓSFORO NO PCl 5 (P, Z=15: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 3, 3d 0 ) CINCO ORBITAIS HÍBRIDOS sp 3 d (mesma energia) QUATRO ORBITAIS d PUROS (mesma energia, mas maior que a dos híbridos) GEOMETRIA BIPIRÂMIDE TRIGONAL

26 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s, p E d HIBRIDIZAÇÃO sp 3 d 2 (Exemplo, ENXOFRE NO SF6 (S, Z=16: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 4, 3d 0 ) REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS DO ÁTOMO DE ENXOFRE SEIS ORBITAIS HÍBRIDOS sp 3 d 2 (mesma energia) TRÊS ORBITAIS d PUROS (mesma energia, > híbridos) GEOMETRIA BIPIRÂMIDE QUADRADA

27 LIGAÇÕES p DESLOCALIZADAS ESTRUTURA DE RESSONÂNCIA A MOLÉCULA DE BENZENO A MOLÉCULA DE ETENO OU ETILENO ligações p conjugadas

28 ORBITAL MOLECULAR Níveis de Energia nos orbitais moleculares (1s) (orbital anti-ligante) (orbital ligante) Diagrama de Energia do Orbital Molecular para a molécula de H 2 15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 28

29 Orbitais moleculares (de OA 1s; 2s; 2p) Ex: O + O = O 2 Orbitais atômicos Orbitais moleculares Orbitais atômicos 15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim 29

30 FORÇAS INTERMOLECULARES PROPRIEDADES FÍSICAS DA ÁGUA E DO GÁS CARBÔNICO Substância Fórmula Massa Molar (g/mol) Densidad e (g/ml) Ponto de fusão ( o C) Pressão de vapor (atm) a 20 o C Água H 2 O (OH 2 ) 18,015 1, , Gás carbônico O 2 C (CO 2 ) 44,010 1, ,6 56,55 DIAGRAMA DE FASE DA ÁGUA Pressão de Vapor é a pressão exercida pelo vapor em equilíbrio com o líquido (ou sólido) a uma dada temperatura. DIAGRAMA DE FASE DO CO 2 1 bar ~ 1 atm 1MPa ~ 10 atm 1KPa ~ 0,01 atm 1 o C ~ 274 K Fonte: 1) 2)

31 FORÇAS INTERMOLECULARES Tipos de forças intermoleculares (van der Waals) Dipolo London Fonte:

32 FORÇAS INTERMOLECULARES Ligação de Hidrogênio H - F, H - O ou H N (FON) As ligações entre H e FON são atrações dipolo-dipolo bem mais fortes do que as atrações desse tipo que ocorrem entre outras moléculas devido a outros dipolos

33 EXERCÍCIOS 1) A energia de rede do KBr (671 KJ/mol) e do CsCl (657 KJ/mol) são muito próximas. O que se conclui disso? 2) Dê a fórmula química e de Lewis do composto iônico formado pelos elementos: a) Al e F; b) K e S; c) Be e Cl. 3) Dê as estruturas de ressonância de Lewis e as cargas formais das espécies CO 3 ; NO 3 e O 3. 4) Coloque em ordem crescente de comprimento de ligação: C=C; C C; C C; C O. Qual entalpia de ligação é maior? 5) Quais das seguintes moléculas são polares: BF 3 ; CO; CF 4 ; NCl 3 ; SF 2? Justifique. Quais os ângulos de ligação na molécula de BF 3? 6) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO 3 ; b) PCl 3 ; c) NH 2 Cl; d) BrF 5? 7) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? E o número mínimo? Explique. 8) Quantos orbitais híbridos participam das ligações na molécula de acetileno? Quais as ligações que formam?

34 EXERCÍCIOS (RESPOSTAS) 1) A energia de rede do KBr (671 KJ/mol) e do CsCl (657 KJ/mol) são muito próximas. O que se conclui disso? A força que mantêm esses íons no sólido é quase a mesma. 2) Dê a fórmula química e de Lewis do composto iônico formado pelos elementos: a) Al e F; b) K e S; c) Be e Cl. [Al 3+ ][F - ] 3 ; [K + ] 2 [S 2- ]; [Be 2+ ][Cl - ] 2. 3) Dê as estruturas de ressonância de Lewis e as cargas formais das espécies CO Slide 3 ; NO4 3 e O 3. 4) Coloque em ordem crescente de comprimento de ligação: C=C; C C; C C; C O. Qual entalpia de ligação é maior? C O > C C > C=C > C C; C O tem maior entalpia de ligação 5) Quais das seguintes moléculas são polares: BF 3 ; CO; CF 4 ; NCl 3 ; SF 2? Justifique. Quais os ângulos de ligação na molécula de BF 3? CO; NCl 3 ; SF 2. BF 3 é triangular plana e ângulo = 120 o 6) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO 3 ; b) PCl 3 ; c) NH 2 Cl; d) BrF 5? SO 3 = trigonal plana; PCl 3 e NH 2 Cl = pirâmide trigonal; SF 2. BrF 5 é piramidal quadrada 7) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? E o número mínimo? Explique. C com 4 elétrons de valência pode formar no máximo 4 orbitais híbridos e no mínimo 1. 8) Quantos orbitais híbridos participam das ligações na molécula de acetileno? Quais as ligações que formam? HC CH; 2 híbridos sp de cada carbono se ligam ao H e ao C. As outras 2 ligações da C C ocorrem entre orbitais p (não híbridos!)

35 EXERCÍCIOS (procure sempre justificar suas respostas) 1) SO 2 tem momento de dipolo? Se sim, em qual direção aponta o dipolo resultante? 2) Quais das 3 formas isoméricas da molécula de dicloroetileno (C 2 H 2 Cl 2 ) tem momento de dipolo igual a zero? 3) As moléculas de BF 3 e SO 3 tem a geometria trigonal plana. Quais os ângulos das ligações nessas moléculas? 4) A geometria de uma molécula AB 3 é bipiramidal trigonal. Quantos pares de elétrons não ligantes há no átomo A? 5) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO 3 ; b) PCl 3 ; c) NH 2 Cl; d) BrF 5? 6) Quais das seguintes espécies são ácido de Lewis e quais são base de Lewis? a) NH 3 ; b) BF 3 ; c) Ag + ; d) F - ; e) H + ; f) Al 3+ ; g) CN - ; h) NO 2-. Justifique sua resposta. 7) Em qual espécie o par de átomo ligado tem maior comprimento de ligação? a) N e O em NO, NO 2 ou NO 3- ; b) C e C em C 2 H 2, C 2 H 4 ou C 2 H 6 ; c) C e O em CH 3 OH; CH 2 O ou CH 3 OCH 3. 8) Os cristais de sódio com F ou com Cl têm a mesma estrutura. Em qual se espera que a energia de rede seja maior? Jusitifique.