Sumário 7 Moléculas Poliatómicas 1

Transcrição

1 Sumário 7 Moléculas Poliatómicas 1 Be 2, B 3, 4, N 3 e 2 O idretos dos Elementos do 2º Período da T. P. Teoria do Enlace de Valência - ibridação de orbitais atómicas onceito de Orbital íbrida ibridações sp, sp 2 e sp 3 (Be 2, B 3 e 4 ) Geometria Molecular. Minimização da Repulsão dos Pares de Electrões (N 3 e 2 O) Pares Não-Ligantes Momento Dipolar Teoria: apítulo 4 Problemas: 4.9 a 4.12

2 ibridação sp: Molécula de Be 2 -Be- (molécula linear) TOM-LOA: 4 orbitais moleculares resultantes da interferência de 2 orbitais do Be (2s e 2p x ) e das orbitais 1s dos 2 átomos de Φ i = c i1 φ 2s (Be) + c i2 φ 2px (Be) + c i3 φ 1s ( 1 ) + c i4 φ 1s ( 2 ) i = 1, 2, 3 e 4 Teoria do Enlace de Valência (TEV): a) hibridação 1 Φ + = + 2 { ψ 2 ψ 2 } sp s p Φ = 2 { ψ 2 ψ 2 } sp s p + - Be (sp): 1s 2 2sp 1 2sp 1 2py 0 2pz 0 b) ligações: combinação de cada uma das sp do Be com a 1s de cada um dos átomos de. Orbitais 2py e 2pz vazias (tracejado).

3 ibridação sp 2 : Molécula de B 3 triangular plana ψ i = c i1 φ 2s (B) + c i2 φ 2px (B) + c i3 φ 2py (B) + c i4 φ 1s (1) + c i5 φ 1s (2) + c i6 φ 1s (3) a) hibridação 1 2 Φ ( A) = ψ + ψ + 0 ψ 2 x sp 2 s 2 p 2 p Φ ( A) = ψ ψ + ψ 2 x sp 2 s 2 p 2 p Φ ( A) = ψ ψ ψ 2 x sp 2 s 2 p 2 p y y y b) ligações: combinação de cada uma das 3 orbitais sp 2 do B com a orbital 1s de cada um dos átomos de. Orbital 2pz vazia. Três ligações σ Ângulos de ligação 120º

4 Desvantagens da TEV TEV - As 3 ligações B- têm a mesma energia, e as respectivas orbitais moleculares também, o que é incorrecto. TOM - As 3 ligações B- têm a mesma energia mas as respectivas orbitais moleculares não: Uma orbital de menor energia (OM1) e duas degeneradas (OM2 e OM3). Energia das orbitais moleculares do B 3

5 ibridação sp 3 : Molécula de 4 TOM-LOA ψ i = c i1 φ 2s () + c i2 φ 2px () + c i3 φ 2py () + c i4 φ 2pz ()+ +c i5 φ 1s ( 1 ) + c i6 φ 1s ( 2 ) + c i7 φ 1s ( 3 ) + c i8 φ 1s ( 4 ) i = 1, 2, 3 e 4 TEV a) hibridação - 4 orbitais híbridas sp 3 b) ligações: combinação de cada uma das 4 orbitais sp 3 do com a orbital 1s de cada um dos átomos de. Quatro ligações σ Ângulos de ligação: 109,47 o Momento dipolar nulo (µ = 0 D)

6 Molécula de N 3 7 N (sp3) : 1s 2 2sp 3 2 2sp 3 1 2sp 3 1 2sp ligações σ 1 par eletrónico não partilhado Ângulos de ligação: 107,8 o Momento dipolar 0 (µ = 1,47 D) Molécula de 2 O 8 O (sp3) : 1s 2 2sp 3 2 2sp 3 2 2sp 3 1 2sp ligações σ 2 pares eletrónicos não partilhados Ângulo de ligação: 104,5 o Momento dipolar 0 (µ = 1,85 D)

7 Geometrias Moleculares linear triangular plana tetraédrica 180 o 120 o 109,5 o sp sp 2 sp 3 piramidal angular 107 o 104 o 20 sp 3 sp 3

8 RMRPE REGRA DA MINIMIZAÇÃO DA REPULSÃO ENTRE PARES ELETRÓNIOS A geometria molecular de menor energia é aquela que minimiza a repulsão entre os pares electrónicos de valência Número de Ligações N O F 1 sp sp sp 2 sp 3 2 sp sp 2 sp 3 3 sp 2 sp 3 sp 3 4 sp 3 sp 3 sp 3 N tetraédrico 3 O + - tetraédrico

9 Sumário 8 Moléculas Poliatómicas 2 idrocarbonetos: Alcanos, Alcenos e Alcinos - Estrutura Molecular, Tipos e Ângulos de Ligação - Noções de Nomenclatura - Momento Dipolar Grupos Funcionais: Álcool, Éter, Aldeído, etona, Ácido, Éster, Amina e Amida - Estrutura Molecular, Tipos e Ângulos de Ligação, Pares Isolados - Noções de Nomenclatura - Momento Dipolar

10 IDROARBONETOS Alcanos Metano Etano Propano Butano

11 Alcenos Eteno Propeno 1-buteno Alcinos Etino Propino 1-Butino

12 GRUPOS FUNIONAIS Pares isolados Álcool O O Éter Aldeído O etona O O Ácido O

13 Éster O O Amina N O Amida N

14 Problemas Poliatómicas Descreva as estruturas das seguintes moléculas, indicando hibridações dos átomos, pares de electrões não partilhados, ângulos de ligação e tipos de ligação. 1) 3 l 2 2) 2 O 3) 3 2 OO 3 4) ( 3 ) 3 2 O 5) N N 2 6) 3 O 3 7) 3 OOO 8) OOOO 9) 3 ON 2 10) 3 ON 3

15 Sumário 9 - Revisão Integrada Dualismo onda-corpúsculo Estrutura do átomo Propriedades periódicas Moléculas diatómicas homonucleares Moléculas diatómicas heteronucleares

16 Sumário 10 Moléculas Poliatómicas 3 Orbitais Moleculares Deslocalizadas π e σ - Molécula de BF 3 - Polienos - Benzeno - Grafenos - Grafite ristais do 14º Grupo da Tabela Periódica - Diamante - Silício, Germânio, Estanho e humbo - Sílica

17 Butadieno Deslocalização π

18 Polienos conjugados Diagrama de energias das orbitais moleculares π para o eteno, 1,3-butadieno, 1,3,5-hexatrieno e 1,3,5,7-octatetraeno.

19 Polienos cíclicos conjugados Benzeno ( 6 6 ) Estruturas de Kekulé para o benzeno Outros polienos cíclicos conjugados coranuleno, coroneno, 24 12

20 Grafenos Grafeno Nanotubo de carbono 60

21 Grafite Diagrama de bandas de uma folha de grafite

22 ristais ovalentes Estrutura do Diamante, (sp 3 )

23 Problemas Descreva as estruturas das seguintes moléculas, indicando hibridações dos átomos, pares de electrões não partilhados, ângulos de ligação e tipos de ligação formada. Indique nos casos apropriados, a existência de orbitais deslocalizadas. 6 5 N 6 5 OO ( 3 ) 3 2 O 6 5 O o- 6 4 ( 3 ) NN 6 5

24 Sumário 11 Forças Intermoleculares Forças de Van der Waals - Interacções de Keesom (dip. permane.-d. perman.) - Factores condicionantes: µ, r, T - Interacções de Debye (dip. permane.-d. induz.) - Factores condicionantes: µ, r, α - Interacções de London (dip. inst..-d. inst.) - Factores condicionantes: α, r - Importância relativa das Forças de van der Waals Ligação de idrogénio Propriedades dos ompostos Moleculares - Temperaturas de fusão e de ebulição - Miscibilidade e solubilidade - Viscosidade - Tensão superficial

25 1. INTERAÇÕES DE KEESOM Interação dipolo permanente-dipolo permanente - E K 1 µ µ = (4 πε ) 3kTr E K depende: momento dipolar, µ distância intermolecular, r temperatura, T

26 2. INTERAÇÕES DE DEBYE Dipolo permanente-dipolo induzido r r µ = α E i α - polarizabilidade Gas raro e Ne Ar Kr Xe Número de electrões α (Å 3 ) 0,203 0,392 1,63 2,46 4,01 E D α. µ = 6 r 2

27 3. INTERAÇÕES DE LONDON Dipolo instantâneo-dipolo instantâneo E L = 2 3E E i1 i ( ) E E r i1 i 2 α α 6 2 E P ( atract.) 1 2 µ µ 3 I I a = = r k T I I r µ 1α 2 µ 2α1 α1α E P ( repuls.) = b r n E VW a = + 6 r b r n

28 Forças de Van der Waals Raios covalentes e de Van der Waals para o idrogénio, Azoto e Oxigénio. N O rcov. (Å) r W (Å)

29 Importância relativa das forças de Van der Waals omposto (µ, D) (α, Å 3 ) Keesom Debye London Total Ar O I Br l N O DILOROBENZENOS α (Å 3 ) µ (D) T eb (º) l l l l l l

30 onclusões: 1. Interacções de Debye têm em geral pouca importância. 2. Interacções de Keesom são dominantes para moléculas de momento dipolar elevado e polarizabilidade baixa. 3. Interacções de London são dominantes para moléculas de grande polarizabilidade, mesmo tendo momento dipolar elevado.

31 Ligação de idrogénio 150 Temperatura de Ebulição º O F N 3 2 S Si 4 2 Se Ge 4 2 Te Sn omposto α (Å 3 ) µ (D) T eb ( ) O , O 4,95 1,69 79 Fluoroetano, 2 5 F ,94-37,6 Metanol, 3 O 3,29 1,70 64,6

32 Teorias da Ligação de idrogénio 1. Teoria electrostática (Pauling: Keesom forte) A δ- - δ B δ- - R δ+ = TOM aplicada à Ligação de (carácter covalente) A B ENERGIA DA LIGAÇÃO DE IDROGÉNIO Ligação Energia (kj/ mol) O- --- O 25 O- --- N 20 N- --- O 10 N- --- N 25 N- --- F 20 F- --- F 30

33 A Ligação de idrogénio é direcional Espectroscopia de Raios X ÁIDO FLUORÍDRIO (F) F F F F F ÁIDO BÓRIO ( 2 BO 3 )

34 ÁIDO OXÁLIO ( 2 O 4 2 ) GELO

35 DNA onclusões: 1. As forças intermoleculares são anormalmente altas quando a molécula tem um átomo de ligado a um dos 3 átomos mais electronegativos: N, O ou F. 2. O efeito é explicado pela presença de LIGAÇÕES DE IDROGÉNIO. 3. O ângulo θ é 180º A = N, O, F B = N, O, F