Estrutura da Matéria Prof.ª Fanny Nascimento Costa

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Estrutura da Matéria

Prof.ª Fanny Nascimento Costa

(

fanny.costa@ufabc.edu.br

)

Aula 10

Hibridização

(2)

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

(3)

(4)

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

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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

(6)

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:

Forma e Estrutura das Moléculas

Trifluoreto de boro, BF₃

Trigonal planar

Eteno (etileno), C₂H₄

(7)

Forma e Estrutura das Moléculas

Pentacloreto de fósforo, PCl₅

Bipirâmide trigonal

Hexafluoreto de enxofre, SF₆

(8)

Forma e Estrutura das Moléculas

Íon carbonato, CO₃2-

(9)

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

(10)

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

(11)

Tetraédrico = 109,5 Pirâmide trigonal = 106

Forma e Estrutura das Moléculas

Íon sulfito, SO₃2-

Pirâmide trigonal

Dióxido de nitrogênio, NO₂

Angular

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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

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Moléculas do tipo

AX

₄

E

(

bipirâmide trigonal

)

Exemplo: SF

₄

Forma de balanço

Forma e Estrutura das Moléculas

Par isolado axial Par isolado equatorial

(14)

(15)

(16)

(17)

(18)

(19)

(20)

(21)

(22)

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.

(23)

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

(24)

Orbitais

atômicos

H₂: superposição de 2 orbitais s HF: superposição de 1 orbital s e 1 orbital p

Eixo internuclear

Superposição de 2 orbitais p (cabeça-cabeça ou frontal)

(25)

• 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)

(26)

Superposição lateral

de 2 orbitais

p

Ligação p

Ligações tipo

π

(pi)

(27)

Nitrogênio, N

₂

 

2 3

2

2 N



He

s

p

Ligações múltiplas

Dois orbitais p se superpõem frontalmente

(ligação s)

Quando a

superposição ocorre lateralmente,

(28)

Nitrogênio, N

₂

Lembre-se sempre do Princípio da Exclusão de Pauli !

 

2 3

2

2 N



He

s

p

Ligações múltiplas

Padrão de ligação

da molécula de N

₂

.

(29)

• 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

(30)

• 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.

(31)

Exemplos de Hibridização de orbitais

Be (Z = 4)

1s

2

_2s

2

Hibridização de orbitais

Estado fundamental

Estado ativado

Estado hibridizado

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

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.

(32)

(33)

Exemplos de Hibridização de orbitais

B (Z = 5)

1s

2

_2s

2

_2p

1

Hibridização de orbitais

Estado fundamental

Estado ativado

Estado hibridizado

2s

1

_2p

1 x

3sp

2

2s

1

_2p

1 x

2p

1 y

A combinação da forma dos orbitais ativados gera 3 orbitais híbridos do

tipo sp2

3 pois são três elétrons, cada um ocupando um orbital. sp2_pois

(34)

(35)

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.

Hibridização de orbitais

180° Be

sp: Linear

B

3sp2_{: Triangular}

(36)

• Estrutura híbrida de orbitais do

CARBONO

Carbono, [He] 2s2₂_p

x12py12pz0

Metano – CH₄

Hibridização de orbitais

Estado fundamental

(37)

Hibridização de orbitais

Estado fundamental

Estado ativado

Estado hibridizado

No processo de ativação eletrônica,

um dos elétrons de

s

passa para o

orbital

p

resultando em 4 elétrons

desemparelhados.

(38)

(39)

Representação da amplitude da função de onda para um orbital híbrido sp3_. _{Cada orbital híbrido}

aponta para os vértices de um tetraedro

Hibridização de orbitais

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

(40)

Os

orbitais híbridos

de um átomo são

construídos para

reproduzir o arranjo de

elétrons

característico da forma da

molécula determinada experimentalmente

(41)

Metano, CH₄

As ligações C-H no metano são

formadas pelo emparelhamento de

um elétron 1

s

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

°

)!

(42)

Etano, CH₃CH₃

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.

Cada átomo de C tem um elétron desemparelhado em cada um dos orbitais híbridos sp3 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 sp3_{de um átomo de C. Chamamos}

esta ligação de s(C2sp3_{, C2sp}3₎_{. As ligações C-H, formaddas pelo}

emparelhamento de um elétron de um dos orbitais sp3 _{com um elétron do}

(43)

Amônia, NH₃

(44)

Hibridização

sp

2 _e

_sp

sp2 _{combinação de um orbital}_s_{e dois orbitais}_p _{triangular planar}

(45)

Hibridização

Repare que alguns esquemas de hibridização da tabela acima incluem orbitais

(46)

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 sp3_d.

Em um arranjo octaédrico são necessários 6 orbitais para acomodar os 6 pares de elétrons ao redor dele, como em SF₆ e XeF₄. Para isso é preciso usar dois orbitais d, além dos orbitais s e p, para obter

(47)

Ligações dos Hidrocarbonetos

Carbono os átomos podem se ligar para formar cadeias e anéis de diferentes tamanhos

(48)

Ligações duplas carbono-carbono

Eteno

C hibridizado sp2

1 ligação s 1 ligação p

sp2

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

(49)

Eteno

(50)

-

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

(51)

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 sp2

(geometria trigonal plana).

(52)

Benzeno

Compostos cíclicos

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).

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Ligações triplas

Etino (acetileno)

sp 1 ligação _{2 ligações}s _p

(54)

Etino

Ligações triplas

(55)

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

(56)

• 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

(57)

(58)

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 C₃H₄. (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) CH₂Cl₂; (b) H₂S; (c) PCl₃; (d) SF₄.

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Exercícios Recomendados

6. Utilizando estruturas de Lewis e o modelo VSEPR, faça previsões acerca da geometria molecular das seguintes espécies: (a) HOCl; (b) N₂O; (c) H₂S; (d) CS₂; (e) NH₃; (f) NH+_{; (g) H}