Trabalho sobre teorias de ligaçoes

Trabalho sobre teorias de ligaçoes

LUAN LUCAS TISCHLER

TEORIA DA LIGAÇAO DE VALENCIA (T L V); TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (T O M); TEORIA DO CAMPO CRISTALINO (T C C)

UBERABA - MG
2009

LUAN LUCAS TISCHLER

TEORIA DA LIGAÇAO DE VALENCIA (T L V); TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (T O M); TEORIA DO CAMPO CRISTALINO (T C C)

Trabalho apresentado à Universidade Uberaba como parte das exigências à conclusão do componente curricular Química Inorgânica 02 período/2009 do Curso de Engenharia Química.

Orientador: Professor (ª) Deusmaque

UBERABA - MG
2009

INTRODUÇÃO

Atualmente a diversas teorias que tentam explicar as estruturas eletrônicas e as formas das moléculas conhecidas e prever as estruturas das moléculas que ainda são desconhecidas.

Todas as teorias têm suas vantagem e suas desvantagens (seus defeitos). As teorias são facilmente mutáveis à medida que novos conhecimentos são adquiridos.

Neste trabalho vamos abordar três destas teorias. Que são:

    • A teoria da ligação de Valencia. (T L V)

    • A teoria do orbital molecular. (T O M)

    • A teoria do campo cristalino. (T C C)

A teoria da ligação de Valencia. (T L V)

Para que tenhamos uma maior compreensão da teoria da ligação de Valencia. Precisamos conhecer outras três. A teoria de Lewis. A teoria de Sidgwick – Powell e a VSEPR ou teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de Valência.

A teoria de Lewis foi a primeira explicação de uma ligação covalente, fundamentada no compartilhamento de elétrons, a ser amplamente aceita. Ela determinava que a maioria dos átomos atingisse uma configuração estável quando estão rodeados por oito elétrons. Essa regra ficou conhecida como regra do octeto. A regra do octeto explica as valências observadas em um grande numero de moléculas.

A teoria de Sidwick – Powell. (1940) Propunha através de uma revisão das estruturas das moléculas conhecidas. Sugeriram que a geometria das moléculas poderia ser prevista analisando o número de elétrons da camada de Valência do átomo central, no caso de íons e moléculas contendo somente ligações simples. A camada externa conte um ou mais pares de elétrons isolados, que podem ser pares compartilhados ou pares não compartilhados.

Em 1957, Gillespie e Nyholm complementaram a teoria de Sidgwick e Powell, possibilitando a previsão das estruturas moleculares e dos ângulos de ligação de forma mais exata. Esta teoria ficou conhecida como VSEPR ou teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de Valência. A VSEPR é útil na previsão da geometria molecular. Mas não responde a questões simples como: como os átomos compartilham os elétrons entre suas camadas de Valencia e como os elétrons repelem uns aos outros.

A teoria da ligação de valência foi proposta por Linus Pauling, que recebeu o Prêmio Nobel de Química de 1954. Ela tenta explicar através da mecânica quântica como dois átomos se ligam entre si. Busca assim apresentar uma interpretação mais satisfatória para as ligações covalentes. Segundo a teoria da ligação de valência, uma ligação covalente é o resultado do emparelhamento de elétrons de spins opostos de dois átomos diferentes e quando há a sobreposição entre dois orbitais atômicos de dois átomos distintos.

Dois elétrons compartilhados por dois átomos formam uma ligação. Geralmente o numero de ligações formadas por um átomo é igual ao numero de elétrons desemparelhados existentes no estado fundamental. Mas fornecendo energia ao átomo no estado fundamental os elétrons que estavam emparelhados são desemparelhados e se estabelecendo em orbitais vazios. Com isso aumenta o numero de ligações que podem ser formadas.

Devido à sobreposição dos orbitais, os elétrons ligantes têm maior probabilidade de ser encontrado. Sabemos através da dualidade do elétron (onda - partícula), que não podemos descrever de maneira precisa sua localização, mas apenas saber a probabilidade de encontra-ló.

A teoria da ligação de valência não explica as ligações de moléculas poliatômicas e nem prediz seu ângulo de ligação. Foi através desta limitação que Linus Pauling propôs a teoria da hibridização dos orbitais. Que poderia ser criado mesclando-se os orbitais atômicos s, p e d em um átomo.

Na verdade a hibridização não existe na realidade. Ela não pode ser detectada nem espectroscopicamente, pois os orbitais híbridos não podem ser medidos. Só podem ser estimadas teoricamente.

Essa teoria apresenta duas limitações principais. As maiorias dos complexos dos metais de transição são coloridas, mas a teoria não fornece nenhuma explicação para seus espectros eletrônicos. Alem disso, a teoria não explica porque as propriedades magnéticas variam em função da temperatura.

A TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (T O M)

A teoria da ligação de valência explica a importância dos pares de elétrons em termos de pareamento de spins e também permite o calculo da distribuição dos elétrons nas moléculas. O que Lewis não pode predizer em sua teoria. Mas também a teoria da ligação de Valência não pode explicar a propriedades de algumas moléculas. A teoria dos orbitais moleculares, que é baseada na mecânica quântica e foi proposta por Mulliken e Hund, mostrou ser melhor para a descrição das ligações químicas.

A teoria dos orbitais moleculares resolve todas as deficiências à teoria proposta por Lewis e é mais fácil de usar nos cálculos do que a teoria da ligação de Valência.

Na teoria da ligação de valência a molécula é considerada como sendo constituída por átomos, onde os elétrons estão ocupando orbitais atômicos. E esses podem ser híbridos ou não. Na teoria dos orbitais moleculares, supõe que orbitais atômicos puros dos átomos na molécula combinam-se para produzir orbitais que são ligante ou antiligante, sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira. Ou seja, os elétrons de Valencia são tratados como se estivessem associados a todos os núcleos da molécula. Esses orbitais novos são chamados orbitais moleculares. Os elétrons podem ser considerados como partículas ou como ondas. Um elétron pode ser considerado partícula ocupando um orbital atômico, ou por uma função de onda Ψ, que é uma das soluções da equação de Schrödinger.

A teoria dos orbitais moleculares seque algumas especificações como.

O numero total de orbitais moleculares é sempre igual ao numero total de orbitais atômicos fornecidos pelos átomos que se combinaram. Somente os orbitais atômicos de energia semelhante podem combinar-se efetivamente.

Na formação de orbitais moleculares ligantes ou antiligantes, os orbitais devem permanecer inalterados ou se alterar de maneira equivalente, após uma rotação em torno do eixo intermolecular. Os orbitais moleculares ligantes são mais baixos em energia do que os orbitais atômicos originais, e o orbital antiligante são mais elevados em energia.

Órbitas de energia menor são preenchidas primeiras. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que sejam de spins opostos. No caso de termos diversos orbitais de mesma energia, os elétrons serão distribuídos de modo a resultar no maior numero possível de spins desemparelhados. Os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitas de energia cada vez mais elevada de acordo com o principio de exclusão de Pauli e a regra de Hund e o princípio de Aufbau.

A sobreposição (ocerlap) deve ser maximizada. Ou seja, os átomos devem estar próximos para que aja sobreposição e as funções de distribuições radiais dos átomos devem ser semelhantes na distancia. Eles devem apresentar a mesma simetria.

Embora essa teoria, provavelmente,seja a melhor para tratar a ligação química,ela não substitui totalmente as outras teorias. Isso porque os cálculos quantitativos envolvidos são difíceis e demorados, implicando no uso de computadores por tempos muito prolongados. Além disso, uma descrição quantitativa quase completa das moléculas pode ser obtida por outros meios, que se valem da simetria e da teoria de grupos.

Teoria do campo cristalino

A teoria do campo cristalino é bastante simples e tem sido utilizado com bastante êxito na explicação dos espectros eletrônicos e das propriedades magnéticas dos complexos dos metais de transição. Ela é uma visão muito simplificada do ambiente do átomo ou íon central. Ela supõe que cada ligante pode ser representado por uma carga pontual negativa. Essas cargas negativas representariam os pares de eletros isolados dos ligantes, dirigidos para o átomo centra de metal. Ou seja, são puramente eletrostáticas. Como o átomo de metal no centro de um complexo tem, normalmente, carga positiva, ocorre atração com as cargas negativas que representam os ligantes e conseqüente formação do complexo. Entretanto, em muitos casos ainda existem elétrons de orbitais d no íon de metal central e as cargas pontuais que representam os ligantes interagem diferentemente, de acordo com o orbital d analisando. A teoria do campo cristalino explora essas diferenças e as usa para explicar as propriedades ópticas e magnéticas do complexo.

Na teoria do campo cristalino são feitas as seguintes suposições.

A ligação metal-ligante é covalente coordenada e resulta da atração entre um cátion metálico e um anion ou molécula polar.

Os ligantes definem uma geometria de condenação. Geométricas comuns são a linear (numero de coordenação=2), a tetraédrica e a quadrada planar (numero de coordenação=4) e a octaedrica (numero de coordenação-6).

Os elétrons são distribuídos pelos orbitais d de forma que resulte na menor energia. Duas características em competição determinam a distribuição da energia relativa dos conjuntos de orbitais e a energia de emparelhamento dos elétrons. A posição dos ligantes ao redor do metal faz com que os cinco orbitais d do metal passem a ter energia diferente. Em um complexo octaédrico. Os orbitais d devem ser dividir em dois grupos, um de maior energia e outro de menor energia.

Para as configurações eletrônicas, são possíveis duas configurações eletrônicas: spin alto, que ocorre se o desdobramento dos orbitais é pequeno, e spin baixo, que ocorre quando o desdobramento dos orbitais é grande. Para verificar se um complexo é de spin alto ou baixo, mede-se seu magnetismo para determinar o numero de elétrons desemparelhados.

O desdobramento dos orbitais d freqüentemente corresponde á energia associada à luz visível. Como conseqüência, muitos complexos metálicos absorvem luz visível e, portanto são coloridos.

REFERENCIAS

  • KOTZ, John C. química geral e reações químicas volume I. 5. ed. São Paulo:Pioneira Thomson Learnig,2005.

  • KOTZ, John C. química geral e reações químicas volume II. 5. ed. São Paulo:Pioneira Thomson Learnig,2005.

  • LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo:Blucher,1999.

  • ATKINS, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

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