Introdução à Química Orgânica

Introdução à Química Orgânica

(Parte 1 de 3)

Geometria molecular

•O arranjo tri-dimensional dos átomos em uma molécula → geometria molecular

•A teoria da repulsão dos pares de elétrons

(ligantes e não-ligantes) procura explicar o arranjo dos átomos numa molécula.

Teoria da repulsão dos elétrons

•Electrons são cargas carregadas negativamente, portanto se repelem mutuamente.

•Os elétrons ocuparão posições tais que minimizem os efeitos de suas repulsões (ocupando regiões o mais afastado possível uns dos outros).

•Num átomo os elétrons ocupam determinados espaços chamados orbitais (máximo 2e num orbital).

•Tipos de orbitais mais comuns: orbitais s ; p ;

REVENDO O ORBITAL s FORMA DOS ORBITAIS orbital s y z

REVENDO OS 3 ORBITAIS p pz orbitalpy orbitalpx orbital

FORMAS DOS ORBITAIS z x y

Exemplo da geometria de uma molécula com mais de um átomo central

•Observa-se que um dos carbonos da molécula é tetraédrico e o outro é trigonal plano (explicação fica para após o conceito de hibridação).

Momento dipolar

•A molécula de HF tem uma ligação polar – uma separação de cargas devido a diferença de eletronegatividade existente entre o F e o H.

•A forma da molécula e a grandeza do dipolo explicam a polaridade total da molécula.

Momento dipolar e geometria

•Moléculas diatômicas homonucleares → não apresentam momento dipolar (O2, F2, Cl2, etc)

•Moléculas triatômicas ou maiores ( dependem do efeito resultante de todas ligações polares existentes na molécula).

•Em moléculas como CCl4 (tetraédricas) BF3 (trigonal planar) todos vetores das ligações polares individuais se cancelam ⇒ resultando em nenhum momento dipolar(zero).

O momento dipolar depende da geometria da molécula

10 Mais exemplos polaridade e geometria

Ligações covalentes

•Resultam da sobreposição dos orbitais atômicos dos átomos que participam da ligação.

•Os átomos compartilham o par eletrônico existente na ligação.

•A ligação covalente pode ser polar ou apolar.

•Podem ser do tipo sigma ou pi.

A molécula de H2

•Observa-se uma ligação covalente simples resultante da sobreposição de um orbital 1s de cada um dos átomos de hidrogênio.

•Observa-se que a ligação tem uma simetria cilíndrica sobre o eixo que une o centro dos dois átomos. Isto é conhecido como ligação σ.

•A ligação no H2 (H-H”) pode ser resumida em: 1s (H) – 1s(H”) ligação σ

A ligação covalente no H2 •Interpenetração de orbitais (ligação sigma s-s)

Região da sobreposição

A ligação no H2 •SIMETRIA CILÍNDRICA DA LIGAÇÃO SIGMA

2 átomos de H separados2 átomos de H separados

Cada átomo de H apresenta 1 eletron no orbital do subnível Cada átomo de H apresenta 1 eletron no orbital do subnível

1s. Este elétron encontra-se atraído pelo único próton 1s. Este elétron encontra-se atraído pelo único próton existente no núcleo do átomo de H.existente no núcleo do átomo de H.

Início da formação do HInício da formação do H22

Os átomos de H se aproximam acontecendo a sobreposição Os átomos de H se aproximam acontecendo a sobreposição dos orbitais 1s. Cada elétron começa a sentir a força dos orbitais 1s. Cada elétron começa a sentir a força atrativa de ambos prótons dos núcleosatrativa de ambos prótons dos núcleos..

17 Ligação sigma s-s quase completa no HLigação sigma s-s quase completa no H22

Molécula de HMolécula de H2 2 com seu orbital molecularcom seu orbital molecular

Na molécula de HNa molécula de H22 os dois orbitais atômicos 1 s dão origem os dois orbitais atômicos 1 s dão origem a um orbital molecular que engloba os dois elétrons a um orbital molecular que engloba os dois elétrons existentes na ligação covalente.existentes na ligação covalente.

A molécula de Cl2

•Observa-se uma ligação simples originada da união de dois orbitais 3p, cada um pertencente a um dos átomos de cloro.

Cl Cl

Resumo3pz (Cl ) – 3pz (Cl”) ligação sigma

A ligação σ p-p • Simetria cilíndrica

Cl Cl

Uma Molécula Linear A molécula de BeH2

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