Prof. Élcio
Alunos:
Geometria das Moléculas e Teorias das Ligações








Grupo:Michael Felipe Guarizo (EEL/17114)
Rodrigo Davy Vaz de Oliveira Braga (EEL/17127)
Hélio Hideki Takigone (EEL/17119)
Geometria das Moléculas
A estrutura de Lewis só nos fornece o número e o tipo de ligação que determinada molécula realiza.
A forma espacial que tal molécula adquire no espaço, é determinada por seus ângulos de ligação, gerado pela repulsão dos elétrons (ligantes e não ligantes) presentes na camada de valência dos átomos, dando uma geométrica 3D a molécula.
Geometria Molecular
Existem 5 tipos de geometria fundamentais que obedecem o esquema ABn para a forma molecular
Geometria Molecular
1-Linear (presente em todas as moléculas biatômicas ou em moléculas em que o átomo central possua no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todas realizam ligações).
Ex- CO2
Geometria Molecular
2-Trigonal Plana ou Triangular (presente nas moléculas em que o átomo central possui três nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todos realizam ligações).
Ex – SO3
Geometria Molecular
3-Tetraédrica (presente em moléculas com quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações).
Ex -
Geometria Molecular
4-Bipiramidal ou trigonal (presente em moléculas com cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações).
Ex-
Geometria Molecular
5-Octaédrica (presente em moléculas com seis nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligação).
Ex -
Casos Particulares (Angular e Piramidal)
Angular (moléculas que possuem par de elétrons não ligantes no átomo central).
Ex – H2O
Casos Particulares (Angular e Piramidal)
Piramidal (moléculas com quatro nuvens eletrônicas no átomo central, mas apenas três realizam ligações).
Ex -
Modelo RPENV
Para determinar a Geometria que a molécula adquire, usamos os pares de elétrons ligantes e não ligantes, determinadas pela forma Estrutural de Lewis.
A molécula adquire a Geometria em que a repulsão entre seus elétrons seja a mínima possível.

Modelo RPENV
Modelo RPENV
Modelo RPENV
Modelo RPENV
Polaridade
Linha de Eletronegatividade
Polaridade
Existe uma diferença de eletronegatividade entre as moléculas, essa diferença damos o nome de momento de dipolo.
Polaridade
Os momentos de dipolo são grandezas vetoriais, portanto, uma molécula pode ter ligações polares e ser apolar, ou seja, se o momento de dipolo resultante for zero, dizemos que a molécula é apolar, mas se o momento de dipolo resultante for diferente de zero, a molécula é polar.
Polaridade
Concluímos então que a polaridade da molécula depende de sua geometria
Ex. Apolar – CO2
Polaridade
Ex. Polar – H2O







Momento de Dipolo Total ‡ 0
Polaridade
Tetraedro
Observações
*Todas as Moléculas que possuem geometria Linear, possuem Momento de dipolo = zero, sendo apolares, assim como todos Hidrocarbonetos.
*Todas as Moléculas que possuem geometria Angular possuem Momento de dipolo ‡ zero, sendo polares.
Ligação covalente e superposição de orbitais
Teoria da ligação de Valência
A teoria tenta explicar a ocorrência de ligações covalentes entre átomos, esta ocorreria através da superposição entre orbitais atômicos semi-preenchidos de átomos distintos que se ligariam, sendo que esta superposição causaria o aumento da densidade eletrônica entre os núcleos.
Ligação covalente e superposição de orbitais
Relação entre a distância entre átomos ligantes e a energia potencial
Orbitais Híbridos
Para explicarmos as geometrias de moléculas poliatômicas, freqüentemente supomos que os orbitais atômicos em um átomo se misturam para formar orbitais híbridos.
Orbitais Híbridos
Orbitais Híbridos
Hibridização é o processo pelo qual se varia os orbitais atômicos durante a aproximação entre átomos. O número de orbitais híbridos é igual ao número de orbitais atômicos que se misturam. Os orbitais híbridos tem orbitas maiores que os orbitais que o formaram.

Orbitais Híbridos
Orbitais Híbridos sp
São orbitais formados pela mistura de um orbital s e um orbital p, sendo que ambos os orbitais devem conter átomos desemparelhados. Pegamos a estrutura eletrônica do Be:
Orbitais Híbridos
Orbitais Híbridos
Orbitais Híbridos sp2 e sp3
Os orbitais sp2 são coplanares afastados 120º. É responsável pela geometria trigonal plana.
Os orbitais sp3 apontam em direção aos vértices de um tetraedro.
Orbitais Híbridos


Orbitais Híbridos
Hibridização com orbitais d
É possível com átomos do 3º período ou subsequentes, e segue a mesma lógica mostrada para os outros orbitais híbridos.
Orbitais Híbridos
Sp3d – bipirâmide trigonal
Sp3d² - octaedro

Ligações Múltiplas
Ligação sigma e pi
A ligação sigma corresponde a uma ligação direta entre os átomos, ou seja, as orbitas cruzam a reta que une os núcleos atômicos. Já a ligação pi corresponde a uma ligação lateral entre os núcleos atômicos, os orbitais dessa ligação não cruzam a reta internuclear. Os orbitais correspondentes a pi são de menor energia que os orbitais sigma.
Uma ligação sigma corresponde em geral a uma ligação simples
Uma ligação sigma e um pi formam uma ligação dupla
Uma ligação sigma e duas pi formam uma ligação tripla
Ligações Múltiplas
Ligações pi Deslocalizadas
Teoria do Orbital Molecular
Maneira alternativa de se ver os orbitais nas moléculas
Suponha que orbitais atômicos puros dos átomos na molécula combinam-se para produzir orbitais que são espalhados ou delocalizados sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira. Esses novos orbitais são os orbitais moleculares.
Um exemplo de aplicação é que o conceito de orbital molecular prevê corretamente as estruturas eletrônicas de moléculas como O2, que não seguem as suposições de emparelhamento de elétrons da abordagem de Lewis.
Princípios da Teoria do Orbital Molecular
O numero total de orbitais moleculares é sempre igual ao numero total de orbitais atômicos fornecidos pelos átomos que combinaram.
O orbital molecular ligante é mais baixo em energia do que os orbitais atômicos originais e o orbital anti-ligante é mais elevado em energia.
Princípios da Teoria do Orbital Molecular
Os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais de energia cada vez mais elevado de acordo com o principio de exclusão de Pauli e a regra de Hund.
Os Orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares de forma mais eficaz quando os orbitais atômicos possuem energias semelhante.

Ordem de Ligação para Teoria do Orbital Molecular
Numero liquido de pares de elétrons de ligação unindo um par de átomos
Ordem de ligação = ½ (nº de e- em O.M. ligantes – nº de e- em O.M. anti-ligantes)
A estabilidade da ligação esta relacionado à ordem de ligação. Quanto maior a ordem de ligação mais estável a ligação.
Orbitais Moleculares para H2
Os orbitais dos dois átomos do H2 se sobrepõem formando assim 2 orbitais moleculares
Orbital Molecular resultante da adição: O.M. ligante
Orbital Molecular resultante da subtração: O.M. anti-ligante
Orbital Molecular de Li2
Os elétrons ơ1s e ơ1s* se anulam à questão de estabilizar a ligação.
A ligação deve-se ao par de elétrons atribuídos ao orbital ơ2s .
Ordem de Ligação (OL) = 1
Orbital Molecular de Be2
Provavelmente não existe, pois todos os elétrons se cancelam à questão de estabilizar a ligação, assim não há ligação liquida.
OL = 0
Orbitais Moleculares dos Orbitais Atômicos 2p
Quando os orbitais 2p se sobrepõem seis orbitais moleculares resultam da combinação:
Um orbital ơ e um ơ* , resultante da interação de dois orbitais de cada átomo

Orbitais Moleculares dos Orbitais Atômicos 2p
Dois orbitais π e dois orbitais π*, resultante da interação de dois orbitais de cada átomo.
Quando há a ocorrência de interações entre moléculas “p” e “s” pode ocasionar a alteração de energia dos Orbitais Moleculares
Configurações Eletrônicas e Propriedades Moleculares
Quanto ao comportamento de moléculas em um campo magnético:


Configurações Eletrônicas e Propriedades Moleculares
Paramagnetismo: possui elétrons não emparelhados, assim sendo fortemente atraídos pelo campo.
Configurações Eletrônicas e Propriedades Moleculares
Diamagnetismo: não possui elétrons não emparelhados, a

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