Estrutura da Matéria Prof.ª Fanny Nascimento Costa (fanny.costa@ufabc.edu.br) Aula 10 Hibridização Teoria da ligação de valência
Formas Espaciais Moleculares As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação Considere o CCl 4 : no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5 Consequentemente, a molécula não pode ser plana Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro
Formas Espaciais Moleculares
Modelo RPECV ou VSEPR O modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (modelo RPECV ou VSEPR) amplia a teoria da ligação química de Lewis para explicar as formas das moléculas, adicionando regras que explicam os ângulos de ligação Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, para reduzir ao máximo essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do átomo central
Forma e Estrutura das Moléculas Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons na posição mais distante (ligações e pares isolados do átomo central), que é chamado de arranjo dos elétrons na molécula, determinamos a posição dos átomos e identificamos a forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo com as formas
Forma e Estrutura das Moléculas Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são tratadas independentemente Exemplos: Trifluoreto de boro, BF 3 Trigonal planar Eteno (etileno), C 2 H 4 Trigonal planar
Forma e Estrutura das Moléculas Pentacloreto de fósforo, PCl 5 Bipirâmide trigonal Hexafluoreto de enxofre, SF 6 Octaedro
Forma e Estrutura das Moléculas Íon carbonato, CO 3 2- Trigonal planar
Forma e Estrutura das Moléculas Moléculas com pares de elétrons isolados no átomo central Fórmula Geral: AX n E m onde: A = átomo central X = átomo ligado E = par isolado Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e devem ser considerados na identificação da forma molecular
Forma e Estrutura das Moléculas Todos os pares de elétrons, ligantes ou não, são incluídos na descrição do arranjo de elétrons. Todavia, somente as posições dos átomos são consideradas quando descrevemos a forma de uma molécula Predição da forma de uma molécula com pares isolados Etapa 1. Desenhe a estrutura de Lewis Etapa 2. Conte as ligações e pares isolados do átomo central Etapa 3. Determine o arranjo de elétrons Etapa 4. Identifique a forma considerando apenas os átomos
Forma e Estrutura das Moléculas Exerce maior repulsão do que pares de ligação Íon sulfito, SO 3 2- Pirâmide trigonal Tetraédrico = 109,5 Pirâmide trigonal = 106 Dióxido de nitrogênio, NO 2 Angular
Forma e Estrutura das Moléculas par isolado-par isolado > par isolado-par ligante > par ligante-par ligante Resumo do modelo RPECV ou VSEPR: 1. Regiões de alta concentração de elétrons ocupam posições que as afastam o máximo possível 2. Todas as ligações se repelem da mesma maneira, independentemente de serem simples, duplas ou triplas 3. A ligação em torno de um átomo central não depende do número de átomos centrais da molécula 4. Os pares de elétrons isolados contribuem para a forma da molécula, embora eles não sejam incluídos na descrição da forma molecular 5. Os pares de elétrons isolados exercem uma repulsão maior do que os pares de elétrons de ligação e tendem a comprimir os ângulos de ligação
Forma e Estrutura das Moléculas Moléculas do tipo AX 4 E (bipirâmide trigonal) Exemplo: SF 4 Forma de balanço Par isolado axial Par isolado equatorial Menor energia
Moléculas Polares e Apolares
Moléculas Polares e Apolares
Moléculas Polares e Apolares
Moléculas Polares e Apolares
Moléculas Polares e Apolares
Moléculas Polares e Apolares
Moléculas Polares e Apolares
Moléculas Polares e Apolares
Teoria da ligação de valência As estruturas de Lewis e o modelo RPECV não explicam porque uma ligação se forma. Como podemos entender as ligações químicas e as formas moleculas em termos da mecância quântica? O conceito chave é que os elétrons não são partículas pontuais, mas sim estão deslocalizados em regiões chamadas de orbitais. Quais são os orbitais envolvidos nas ligações? Usamos a teoria de ligação de valência: As ligações se formam quando os orbitais da última camada dos átomos se superpõem. Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.
Teoria da ligação de valência À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais atômicos se superpõem. À medida que a superposição aumenta, a energia de interação diminui. A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. Quando os dois átomos se aproximam mais, seus núcleos começam a se repelir e a energia aumenta. A energia mínima corresponde ao comprimento de ligação.
Ligações tipo σ (sigma) H 2 : superposição de 2 orbitais s Orbitais atômicos HF : superposição de 1 orbital s e 1 orbital p Superposição de 2 orbitais p (cabeça-cabeça ou frontal) Eixo internuclear
Ligações tipo σ (sigma) Superposição de 2 orbitais s Superposição de 1 orbital s e 1 orbital p (localizado no eixo internuclear) Superposição de 2 orbitais p (cabeça-cabeça)
Ligações tipo π (pi) Superposição lateral de 2 orbitais p Ligação p A densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do plano dos núcleos.
Ligações múltiplas Nitrogênio, N 2 2 3 N He 2s 2p Dois orbitais p se superpõem frontalmente (ligação s) Quando a superposição ocorre lateralmente, formase uma ligação p
Nitrogênio, N 2 Ligações múltiplas 2 3 N He 2s 2p Lembre-se sempre do Princípio da Exclusão de Pauli! Padrão de ligação da molécula de N 2. Ligação s Ligação p
Ligações Múltiplas De acordo com a Teoria da Ligação de Valência, podemos descrever as ligações múltiplas da seguinte forma: Uma ligação simples é uma ligação σ Uma ligação dupla é uma ligação σ mais uma ligação π Uma ligação tripla é uma ligação σ mais duas ligações π A força da ligação depende do grau de superposição dos orbitais atômicos
Hibridização de orbitais Em alguns elementos a estrutura mais estável é chamada estrutura híbrida de orbitais A hibridização ocorre quando há combinação de dois ou mais orbitais atômicos Quando se forma uma ligação covalente simples, os orbitais incompletos (com elétrons desemparelhados), são compartilhados. Acontece que em determinados o número de ligações que o átomo realmente faz n~eo é aquele que prevíamos.
Hibridização de orbitais Exemplos de Hibridização de orbitais Be (Z = 4) 1s 2 2s 2 Energia para ativar 2s 2 2s 1 2p 1 x Na teoria, no estado fundamental o átomo de Be não formaria nenhuma ligação covalente. Na prática, ele mostra 2 covalências. 2sp Estado fundamental Estado ativado Estado hibridizado Esses elétrons desemparelhados sofrerão uma interação que resultará na mudança da forma do orbital (mudança na região de probabilidade de encontrar e-) e também será alterada a geometria de colocação desses orbitais no espaço. Surgirão dois orbitais híbridos do tipo sp (2sp)
Orbitais híbridos sp
Hibridização de orbitais Exemplos de Hibridização de orbitais B (Z = 5) 1s 2 2s 2 2p 1 2s 1 2p 1 x Estado fundamental A combinação da forma dos orbitais ativados gera 3 orbitais híbridos do tipo sp 2 3sp 2 2s 1 2p 1 x 2p 1 y Estado hibridizado Estado ativado 3 pois são três elétrons, cada um ocupando um orbital. sp 2 pois participam 2 formas p e 1 forma s
Orbitais híbridos sp2
Hibridização de orbitais A questão agora é: como esses orbitais se arranjam no espaço? Toda vez que ocorre um processo de hibridização, a tendência é que as ligações sejam as mais estáveis possíveis. Para que isso aconteça esperamos que os orbitais tenham o máximo espalhamento espacial. Ou seja, os orbitais se arranjam no máximo angulo de afastamento. Be sp: Linear 180 B 3sp 2 : Triangular Máximo afastamento possível
Hibridização de orbitais Estrutura híbrida de orbitais do CARBONO Metano CH 4 Carbono, [He] 2s 2 2p x1 2p y1 2p z 0 Estado fundamental Como explicar a tetra-valência do Carbono se ele tem apenas dois elétrons não-pareados?
Hibridização de orbitais Estado fundamental Estado ativado No processo de ativação eletrônica, um dos elétrons de s passa para o orbital p resultando em 4 elétrons desemparelhados. A combinação dessas 4 regiões de probabilidade gera 4 orbitais híbridos do tipo sp 3. Estado hibridizado
Orbitais híbridos sp3
Hibridização de orbitais Representação da amplitude da função de onda para um orbital híbrido sp 3. Cada orbital híbrido aponta para os vértices de um tetraedro O fato de que os orbitais híbridos têm suas amplitudes concentradas em um lado do núcleo permite que eles se estendam e se superponham mais efetivamente com outros orbitais e, como resultado, eles formam ligações mais fortes do que se não ocorresse hibridização.
Hibridização de orbitais Os orbitais híbridos de um átomo são construídos para reproduzir o arranjo de elétrons característico da forma da molécula determinada experimentalmente
Hibridização de orbitais As ligações C-H no metano são formadas pelo emparelhamento de um elétron 1s do H e um elétron sp 3 do carbono, formando a estrutura tetraédrica predita pela teoria VSEPR. O ângulo entre os orbitais sp 3 coincide exatamente com o ângulo observado na molécula do metano (109,28 )! Metano, CH 4
Hibridização em moléculas mais complexas Quando existe mais de um átomo central na molécula, examinamos um átomo de cada vez e ajustamos a hibridização de cada átomo à forma predita na teoria VSEPR. Etano, CH 3 CH 3 Cada átomo de C tem um elétron desemparelhado em cada um dos orbitais híbridos sp 3 e pode formar 4 ligações s dirigidas aos vértices de um tetraedro regular. A ligação C-C é formada pelo emparelhamento dos spins de dois elétrons, um em cada orbital híbrido sp 3 de um átomo de C. Chamamos esta ligação de s(c2sp 3, C2sp 3 ). As ligações C-H, formaddas pelo emparelhamento de um elétron de um dos orbitais sp 3 com um elétron do orbital 1s do H são descritas como s(c2sp 3, H1s).
Amônia, NH 3 Hibridização em moléculas mais complexas
Hibridização sp 2 e sp sp 2 combinação de um orbital s e dois orbitais p triangular planar sp combinação de um orbital s e um orbitail p linear
Hibridização Repare que alguns esquemas de hibridização da tabela acima incluem orbitais d. Utilizamos esses orbitais quando um átomo central tem de acomodar 5 pares de elétrons ou mais, como no caso do PCl 5.
Hibridização sp 3 d e sp 3 d 2 Para explicar um arranjo bipirâmide trigonal com cinco pares de elétrons, podemos utilizar um orbital d juntamente com os orbitais s e p do átomo. Os cinco orbitais resultantes são chamados orbitais híbridos sp 3 d. Em um arranjo octaédrico são necessários 6 orbitais para acomodar os 6 pares de elétrons ao redor dele, como em SF 6 e XeF 4. Para isso é preciso usar dois orbitais d, além dos orbitais s e p, para obter seis orbitais híbridos sp 3 d 2.
Ligações dos Hidrocarbonetos Carbono os átomos podem se ligar para formar cadeias e anéis de diferentes tamanhos Já descrevemos o metano e o etano. O mesmo padrão de ligações σ ocorre em todos os alcanos (hidrocarbonetos sem ligações múltiplas carbonocarbono). Nestes compostos, os ângulos de ligação são muito próximos do ângulo do tetraedro, 109,5 o, que corresponde à hibridação sp 3.
Ligações duplas carbono-carbono sp 2 C hibridizado sp 2 Eteno Uma ligação simples é uma ligação σ 1 ligação s 1 ligação p Uma ligação dupla é uma ligação σ mais uma ligação π Uma ligação tripla é uma ligação σ mais duas ligações π
Ligações duplas carbono-carbono Eteno
Característica das ligações duplas - Uma ligação dupla é mais forte do que uma ligação simples - Uma ligação dupla é mais fraca do que a soma de duas ligações simples - Uma ligação dupla influencia na forma da molécula, já que impede a rotação da mesma
Compostos cíclicos Benzeno Até agora, todas as ligações encontradas estão localizadas entre os dois núcleos. No caso do benzeno: 1. existem 6 ligações σ C-C, 6 ligações σ C-H 2. cada átomo de C é hibridizado sp 2 (geometria trigonal plana). 3. Cada átomo de C tem um orbital p nãohibridizados (perpendicular ao plano dos orbitais sp 2 )
Compostos cíclicos Benzeno No benzeno há duas opções para as três ligações π: 1. localizadas entre os átomos de C ou 2. deslocalizadas acima de todo o anel (neste caso, os elétrons π são compartilhados por todos os seis átomos de C). Experimentalmente, todas as ligações C- C têm o mesmo comprimento no benzeno. Conseqüentemente, todas as ligações C-C são do mesmo tipo (lembre-se de que as ligações simples são mais longas do que as ligações duplas).
Ligações triplas 180 Forma Linear: sp sp 1 ligação s 2 ligações p Etino (acetileno)
Ligações triplas Os átomos de C tem hibridização sp e os dois orbitais p remanescentes de cada átomo de C formam duas ligações p. Etino
Ligações múltiplas Nas ligações múltiplas, um átomo forma uma ligação s, usando um orbital híbrido sp ou sp 2, e uma ou mais ligação p, usando orbitais p nãohibridizados.
Exemplo Considere o acetileno, C 2 H 2 o arranjo de cada C é linear consequentemente, os átomos de C são hibridizados sp os orbitais híbridos sp formam as ligações s C-C e C-H há dois orbitais p não-hibridizadas ambos os orbitais p não-hibridizados formam as duas ligações p uma ligação p está acima e abaixo do plano dos núcleos uma ligação p está à frente e atrás do plano dos núcleos
Acetileno
Exercícios Recomendados 1. Todos os exercícios resolvidos do Cap. 3 do Atkins. 2. Um composto orgânico, destilado a partir da madeira, possui massa molar de 32,04 g/mol e a seguinte composição em massa: 37,5 % C, 12,6 % H e 49,9 % O. (a) Escreva as estruturas de Lewis do composto e estime o valor dos ângulos de ligação em torno do carbono e do oxigênio. (b) Determine a hibridização dos átomos de carbono e oxigênio. (c) Diga se a molécula é polar ou não. 3. Sabendo que o carbono é tetravalente em quase todos os seus compostos e pode formar cadeias e anéis de átomos de C: (a) escreva duas possíveis estruturas de Lewis para C 3 H 4. (b) Determine todos os ângulos de ligação em cada estrutura. (c) Determine a hibridização de cada átomo de carbono em cada estrutura. 4. Escreva as estruturas de Lewis e diga se as seguintes moléculas são polares ou não: (a) CH 2 Cl 2 ; (b) H 2 S; (c) PCl 3 ; (d) SF 4. 5. Há três diferentes diclorobenzenos, C 6 H 4 Cl 2, que diferem nas posições relativas de dois átomos de cloro no anel benzênico. Classifique as três moléculas de diclorobenzeno em polar ou apolar. Qual delas possui o maior momento de dipolo? Como isso poderia se refletir nos pontos de ebulição das três substâncias?
Exercícios Recomendados 6. Utilizando estruturas de Lewis e o modelo VSEPR, faça previsões acerca da geometria molecular das seguintes espécies: (a) HOCl; (b) N 2 O; (c) H 2 S; (d) CS 2 ; (e) NH 3 ; (f) NH + ; (g) H 3 O +.
Bibliografia 1. Brown, T., Química a Ciência Central, Pearson Education, 9ª Edição, 2005. 2. Atkins P., Jones L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3a. Ed., 2006, Bookman.