Estruturas de Lewis Átomos em moléculas última camada completamente preenchida Ligação química partilha de pares de electrões Grupo 2 3 4 5 6 7 8 Nº e - s 2 3 4 5 6 7 8 H 4 Be 0 6 C 7 N 8 O 9 F Ne 3 Li 5 B 2He Nº Lig. 2 3 4 3 2 0 nº preferencial de ligações = nº de e - s desemparelhados na estrutura de Lewis
TRPECV Previsão de geometria Separação máxima dos pares de e - s ( e E) em torno de um átomo central (A) Geometria em torno de A (e apenas geometria) A n E m Contagem de pares de e - s?
. Todos os e - s de valência do elemento central (A) 2. e - s doados pelos átomos periféricos () TRPECV e - s desemparelhados na estrutura de Lewis elementos representativos 4 orbitais de valência ( orbital s + 3 orbitais p) Grupo 2 3 4 5 6 7 8 Nº e - s 2 3 4 5 6 7 8 e - s doados H 4 Be 0 9 F Ne 3 Li 5B 6C 7N 8O 2 3 4 3 2 2 He
TRPECV Exemplos BeH 2 Be 2s 2 2 e - s H s e - 2 + 2 = 4 2 pares A 2 80º Linear
TRPECV Exemplos BF 3 B 2s 2 2p 3 e - s F 2s 2 2p 5 e - 3 + 3 = 6 3 pares A 3 20º 20º Triangular plana 20º
TRPECV Exemplos CH 4 C 2s 2 2p 2 4 e - s H s e - 4 + 4 = 8 4 pares A 4 Tetraédrica 09º 28
TRPECV Exemplos NH 3 N 2s 2 2p 3 5 e - s H s e - 5 + 3 = 8 4 pares A 3 E A Pirâmide trigonal
TRPECV H 2 O Exemplos O 2s 2 2p 4 6 e - s H s e - 6 + 2 = 8 4 pares A 2 E 2 A Angular
TRPECV CO 2 C 2s 2 2p 2 4 e - s Exemplos O 2s 2 2p 4 2 e - s 4 + 2 2 = 8 4 pares Mas não são todos separáveis!!! 2 de cada O A 2 2 pares duplos 80º Linear
2 pares 80º Linear TRPECV Geometrias A 2 Linear
3 pares TRPECV 20º 20º Geometrias 20º Triangular plana A A A 3 Triangular plana A 2 E Angular
4 pares TRPECV 09º 28 Geometrias Tetraédrica A A A A 4 A 3 E A 2 E 2 Tetraédrica Pirâmide trigonal Angular
5 pares 90º 20º TRPECV Geometrias Bipirâmide trigonal A A 5 Bipirâmide trigonal posição mais folgada A A 3 E 2 Ordem de repulsão: PNP PNP > PNP PP > PP PP Em T A A A 4 2 E 3 Tetraédrica Linear irregular
6 pares TRPECV 90º Geometrias Octaédrica A A A A 6 Octaédrica A 5 E Pirâmide quadrangular A 4 E 2 Quadrangular plana
4 pares Tetraédrica H H H C 09.47º H H N 07º H H H O 04.5º H? Ordem de repulsão: PNP PNP > PNP PP > PP PP
pares múltiplos > repulsão TRPECV Geometrias 23º2 F 24º8 Cl O C 2º30 O C º30 F Cl () (2) CH 3 25º CH 3 Moléculas policêntricas C C 09º CH 3 CH 3 (3). Fórmulas de Lewis conectividade (estrutura): 2D 2. TRPECV geometria em torno de cada átomo não periférico ( central ): 3D Ex.: C 2 H 6 O
Ligação entre 2 átomos: A B TEV Ψ = a Ψ + b Ψ 2 + c Ψ 3 + Ressonância Ψ = aψ A () Ψ B (2)+bΨ A (2) Ψ B () + cψ A () Ψ A (2) + dψ B () Ψ B (2) Ψ cov (partilha de e - permuta) Ψ ión Ψ = Ψ cov + λψ ión por exemplo: H A H B H H H H + H + H formas canónicas
Na prática: A B TEV. Ligação entre dois átomos (não importa quantos átomos tem a molécula) 2. Uma orbital em cada átomo e coalescência (sobreposição) 3. Dois electrões por exemplo: H 2 ou, mais simplesmente H s + H H s s σ Ligação σ: (s) H (s) H
Moléculas diatómicas homonucleares TEV F 2 coalescência de topo: F 2s 2 2p x2 2p y2 2p z Ligação σ (2p z ) F (2p z ) F F F
Moléculas diatómicas homonucleares TEV coalescência de topo: O 2 Ligação σ (2p z ) O (2p z ) O O 2s 2 2p x2 2p y 2p z coalescência lateral: Ligação π (2p y ) O (2p y ) O
z z y + x plano nodal coalescência de topo (ligação σ) coalescência lateral: coalescência lateral (ligação π) Ligação π (2p y ) O (2p y ) O Ligações σ mais fortes que ligações π
Moléculas diatómicas homonucleares TEV coalescência de topo: O 2 Ligação σ (2p z ) O (2p z ) O coalescência lateral: O 2s 2 2p x2 2p y 2p z O=O Ligação dupla: σ + π Ligação π (2p y ) O (2p y ) O magnetismo
Moléculas diatómicas homonucleares TEV coalescência de topo: Ligação σ (2p z ) N (2p z ) N coalescência lateral (): N 2 N 2s 2 2p x 2p y 2p z Ligação π (2p y ) N (2p y ) N coalescência lateral (2): N N Ligação π (2p x ) N (2p x ) N Ligação tripla: σ + 2π
Raios covalentes distância internuclear TEV d r raio covalente Elemento Ligação simples Ligação dupla Ligação tripla B 0,88 0,80 0,64 C 0,77 0,667 0,603 N 0,70 0,63 0,55 O 0,66 0,59 0,52 F 0,64 0,60 - Si,7,07,00 P,0,00 0,93 S,04 0,94 0,87
Moléculas diatómicas heteronucleares TEV HF coalescência de topo: Ligação σ (s) H (2p) F H s F 2s 2 2p x2 2p y2 2p z H F
Moléculas diatómicas heteronucleares Ψ cov TEV HF Ψ = aψ s(h) () Ψ 2p(F) (2)+bΨ s(h) (2) Ψ 2p(F) () + cψ 2p(F) () Ψ 2p(F) (2) + dψ s(h) () Ψ s(h) (2) Ψ ión Ψ ión H F H + F + H F
Moléculas diatómicas heteronucleares Ψ cov TEV HF Ψ = aψ s(h) () Ψ 2p(F) (2)+bΨ s(h) (2) Ψ 2p(F) () + cψ 2p(F) () Ψ 2p(F) (2) Ψ ión Ψ = Ψ cov + λψ ión H F H + F
Moléculas diatómicas heteronucleares + H F H F TEV HF menor densidade electrónica δq + δq maior densidade electrónica Dipolo eléctrico d δ q + δ q - H µ F Núvem electrónica assimétrica Momento dipolar, µ: (unidade: Debye D = 3.33 0-30 C m) µ r = µ = δq d
d δ q + δ q - H momento dipolar µ F µ = δq d % carácter iónico µ ión = e d =00 µ µ ión + H F (ligação iónica pura ) diferença de electronegatividades (χ A χ B ) % carácter iónico = 6 χ A -χ B + 3.5 χ A -χ B 2 Hannay & Smyth
Electronegatividade de Pauling + Ψ = Ψ cov + λψ iónic H F H F E(A-B) = E cov + E iónic E iónic = E(A-B) E cov E(A-B) E cov = [E(A-A) E(B-B)] ½ E iónic = E(A-B) - [E(A-A) E(B-B)] ½ χ χ A A B χ = B χ A χ B = 0.83 = k ( E ) 2 iónic E iónic 2 Escala relativa: χ H = 2.2 (arbitrado)
NO coalescência de topo: Ligação σ (2p z ) N (2p z ) O coalescência lateral: há um e - desemparelhado (radical) + N O N O µ I µ II Formas canónicas com peso semelhante: TEV N 2s 2 2p x 2p y 2p z O 2s 2 2p x2 2p y 2p z. µ é baixo (0.58 D) para χ O χ N = 0.5 Ligação π (2p y ) N (2p y ) O 2. Não dimeriza (est. gasoso) 2 N O O N N O
CO C 2s 2 2p x0 2p y 2p z O 2s 2 2p x2 2p y 2p z TEV coalescência de topo: C O C + O Ligação σ (2p y ) O (2p y ) C coalescência lateral: µ I µ II Forma II com peso elevado:. µ muito baixo (0.0 D) para χ O χ C =.0 2. d C-O muito curta (.3 Å) coalescência lateral (2): Ligação π (2p z ) O (2p z ) C Ligação π (dativa) (2p x ) O2 (2p x ) C 0
CO TEV + C O C O Forma expedita de escrever formas canónicas: fluir de e - s. Muito usada em Química Orgânica.