Teoria Estrutural

Teoria Estrutural Renata Mendonça Natal-RN 2013

1. Introdução Teoria vital O NH4

+ -

OCN

cianato de amônia

calor H2N

NH2

uréia

Química orgânica – química dos compostos de carbono

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1. Introdução • O carbono prontamente

não

libera

nem

aceita

elétrons

Segundo período da tabela períodica

• O carbono compartilha elétrons com outros átomos de carbono bem como com diferentes tipos de átomos 2

1. Introdução • Os átomos consistem em um núcleo denso positivamente carregado rodeado por elétrons. • Núcleo: Prótons e nêutrons • Número atômico (Z): número de prótons em seu núcleo • Número massa (A): a soma de prótons e nêutrons de um átomo • Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente número de massa.

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1. Introdução • A mecânica quântica usa a equação matemática do movimento de onda para caracterizar o movimento dos elétrons em torno do núcleo. • As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde um elétron tem maior probabilidade de ser encontrado. • Dos quatro orbitais existentes (s, p, d e f).

s

p

d 4

1. Introdução

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1. Introdução Princípio de exclusão de Pauli • Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com não mais que dois elétrons por orbital, com spins opostos.

A regra de Hund • Os elétrons ocuparão orbitais vazios de mesma energia antes de serem emparelhados em um mesmo orbital. 6

1. Valência dos átomos monovalente

divalente

trivalente

tetravalente

H

F

Cl

Br

I

O

N

C

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2. Ligações químicas: Ligação Iônica • Substâncias iônicas são formadas quando um elemento eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento eletronegativo.

Cloreto de sódio 8

2. Ligações químicas: Ligação covalente  Ligação Covalente

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2.1. Estrutura de Lewis 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. • Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. • Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. • Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.

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2.2. Polaridade das ligações • Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma extremidade negativa Momento de dipolo (D) = m = e x d

(e) : grandeza da carga no átomo (d) : distância entre as duas cargas

+ H

F

Tab. 4: Momentos de dipolo de algumas ligações

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2.3. Polaridade da molécula Composto

F2

HF

LiF

Diferença de

4,0 – 4,0 = 0

4,0 - 2,1 = 1,9

4,0 - 1,0 = 3,0

Covalente

Covalente polar

Iônica

eletronegatividade Tipo de ligação

apolar

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2.3. Polaridade da molécula

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2.3. Polaridade da molécula

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2.3. Polaridade da molécula

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3. Forma e Estrutura das Moléculas  Formas Espaciais Moleculares

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3. Forma e Estrutura das Moléculas  Existem 5 geometrias principais:

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4. Carga Formal H H N H H

P/ o N: 5 - 4= +1 P/ o H: 1- 1= 0 Carga do íon = 4(0) + 1 = +1

A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis. A soma das cargas formais em uma molécula somam zero e em um íon será igual a carga total de um íon.

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5. Ressonância O O

O

O

O O

No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. 19

5. Ressonância

O

O

O

O

C

C

C

O

O

O

O

O

As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula ou íon real, elas existem apenas no papel. Conectamos a estrutura por uma seta a molécula real é um híbrido de todas as estruturas. Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover elétrons. Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas.

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5. Ressonância - A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser prevista para qualquer estrutura contribuinte. - Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido e um sistema descrito por eles tem uma energia de estabilização grande.

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5. Ressonância -Quanto mais estável uma estrutura, maior é a contribuição para o híbrido. -Quanto mais ligações covalentes, mais estável ela é. As estruturas nas quais todos os átomos tem níveis de valência completo são especialmente estáveis. -A separação de cargas diminue a estabilidade. -Os contribuintes com carga negativa em átomos altamente eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com carga negativa em átomos menos eletronegativos ou eletropositivos.

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6. Força da ligação 

A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação: Cl2(g)  2Cl(g).



Quando mais de uma ligação é quebrada: CH4(g)  C(g) + 4H(g)

H = 1660 kJ



A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização: D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ



As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas. 23

6. Força da ligação

4

6. Força da ligação

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6. Força da ligação 

Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações simples.



Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que as ligações simples.



Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos.

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7. Modelo RPENV  Para determinar o arranjo: • Desenhe a estrutura de Lewis; • Conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central; • Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias para minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.

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7. Modelo RPENV

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7. Modelo RPENV  O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas no ângulo de ligação H H C H H 109.5O

H N H H 107O

O

H H 104.5O

Cl 111.4o

Cl

C O 124.3o

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7. Modelo RPENV  Moléculas com níveis de valência expandidos

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7. Modelo RPENV  Fórmulas espaciais de moléculas maiores

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8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)  Usamos a TLV: • As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem. • Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.

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8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)

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8.1. Orbitais Híbridos

Os orbitais atômicos misturam-se para formar orbitais híbridos em moléculas poliatômicas.

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8.1. Orbitais Híbridos Hibridização sp3 Ligação em Metano e Etano: Ligações Simples ()

hibridizar

excitar

2s

2p

2s

2p

sp3 35

8.1. Orbitais Híbridos • Os orbitais usados na formação de ligação determina os ângulos de ligação e a geometria da molécula.

• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5° • O carbono sp3: geometria tetraédrica. • Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um do outro (Modelo RPENV). 36

8.1. Orbitais Híbridos Hibridização sp2 Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla

hibridizar

excitar

2s

2p

2s

2p

sp2

2p 37

8.1. Orbitais Híbridos

• O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°.

• O carbono sp2 : geometria trigonal planar.

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8.1. Orbitais Híbridos Hibridização sp Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla

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8.1. Orbitais Híbridos

hibridizar

excitar

2s

2p

2s

2p

sp

2p

• Uma ligação tripla consiste de uma ligação  duas ligações p. • Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.

• O carbono sp: geometria linear. 40

8.1. Orbitais Híbridos • Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação . • Quanto maior a densidade eletrônica na região de superposição dos orbitais, mais forte é a ligação. • Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação. 1,54Å

1,34Å

1,20Å

C C

C C

C C

• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação. 109,5º