Química Inorgânica: Estruturas de Lewis, Teoria de RPENV (VSPER) e Ligação Química, Exercícios de Geometria

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QFL 2129 – Química Inorgânica 2017

Aula 3 –

Estruturas de Lewis

Teoria de RPENV (VSPER)

Ligação Química

Ana Maria da Costa Ferreira 1

M

:X

_

Y

: X

X:X

Ligação Química

Para desenvolver sua Teoria, Lewis assumiu que:

1. Átomos podem doar ou receber elétrons ou compartilhar elétrons.

2. Ao se dar uma transferência de elétrons entre átomos, forma-se uma

ligação iônica.

3. Ao contrário, quando dois átomos compartilham elétrons forma-se

uma ligação covalente.

4. Uma ligação simples consiste em um par de elétrons compartilhados

entre dois átomos; numa ligação dupla dois pares de elétrons são

compartilhados e numa tripla ligação, três pares de elétrons.

5. Cada átomo tende a obter um número total par de elétrons na sua

camada mais externa e também a completar um número total de 8

elétrons ( regra do octeto ).

M

:X

_

Y

: X

X:X

Estruturas de Lewis Lewis propôs que a ligação covalente é formada quando dois átomos

vizinhos compartilham um par de elétrons.

Da mesma forma, uma ligação dupla se forma com o compartilhamento de dois

pares de elétrons e uma ligação tripla, quando três pares de elétrons são

compartilhados.

O = O O :: O N ::: N

Os átomos compartilham pares de elétrons até que tenham adquirido um

octeto de elétrons de valência (estrutura eletrônica de gás nobre).

Regra do octeto

espécie di-radicalar

N N : N N : H : H

Estruturas de Lewis São úteis na previsão de geometrias de uma molécula ou íon e das consequentes propriedades, como a polaridade. Alguns exemplos: NH 3 N = [He] 2s^2 2p^3 CO 2 PO 4 3 - Íon cianato NCO

Neste caso há duas possibilidades, mostradas pelas estruturas de ressonância acima. A mais provável ou dominante é a segunda, pois O é mais eletronegativo que N. C = [He] 2s 2 2p 2 N = [He] 2s^2 2p^3 O = [He] 2s 2 2p 4

Íon sulfito Ozônio Estruturas de ressonância Íon nitrato

Camadas de Valência Expandidas Octetos Incompletos Radicais Livres Espécies com número ímpar de elétrons Violações da Regra do Octeto P = [Ne] 3s 2 3p 3 B = [He] 2s 2 2p 1 N = [He] 2s 2 2p 3

COMPOSTOS COVALENTES MOLÉCULAS SIMPLES ESTRUTURAS TRIDIMENSIONAIS

Hibridização O C O

CH CH

CH 2 = CH 2

Que tipo de hibridização ocorre nestes diferentes compostos de Carbono? C 1s 2 2s 2 2p 2 Ver Anexos VII , VIII e IX da Apostila da disciplina Pode explicar a geometria de várias moléculas e envolve a mistura de orbitais atômicos para formar os orbitais híbridos.

C (z=6) 1s 2 2s 2 2p 2 Hibridização sp 3 (1 orb 2s + 3 orb. 2p) = 4 orb. sp 3 4 e

Compostos de Carbono Ex.: CH 4 metano, etano, butano, etc. Hibridização sp^2 Hibridização sp Ex.: C 2 H 4 eteno, formaldeído, benzeno, etc. Ex.: C 2 H 2 acetileno, cianeto, etc. (1 orb 2s + 2 orb. 2p) = 3 orb. sp 2 Sobra 1e-^ para formar uma ligação dupla (1 orb 2s + 1 orb. 2p) = 2 orb. sp Sobram 2e-^ para formar uma ligação dupla e outra tripla

H 2 O - água H (z=1) 1s^1 O (z=8) 1s 2 2s 2 2p 4 Hibridização sp 3 (1 orb 2s + 3 orb. 2p) = 4 orb. sp 3 6 e- 2 destes orbitais estão preenchidos e dois fazem ligação com um átomo de H N (z=7) 1s^2 2s^2 2p^3 1 destes orbitais estão preenchidos e três deles fazem ligação com um átomo de H Hibridização sp^3 5 e

**NH 3

• amônia** (1 orb 2s + 3 orb. 2p) = 4 orb. sp^3

H 2 C=O BeF 3 formaldeído Hibridização BeH 3

Este conceito ajudou a explicar a geometria das

moléculas e suas polaridades.

Polaridade das moléculas Substância PF,  C PE,  C d, g/cm

- 3 Solub.  , Const. dielétrica HCl - 114,2 - 85 1,600 g/L água H 2 O 0 100 0,9970 Etanol, acetona

BF 3 - 126,8 - 101 2,975 g/L água CCl 4 - 23 76,8 1,594 Etanol, eter

CH 3 Cl - 97,7 - 24,0 0,911 Água 10,

BeCl 2 Hibridização