1.10 Teoria RPECV: Previsão de Geometria

 

 

A fim de prever a geometria de uma substância pequena, vamos nos

concentrar no átomo central e contar o número de ligações σ e pares de

elétrons isolados. O total (ligações σ mais pares isolados) é chamado

número estérico. A Figura 1.34 apresenta vários exemplos nos quais, em

cada caso, o número estérico é 4.

 

FIGURA 1.34

Cálculo do número estérico do metano, da amônia e da água.

 

O número estérico indica o número de pares de elétrons (ligantes e não

ligantes) que estão se repelindo um ao outro. A repulsão faz com que os

pares de elétrons se distribuam no espaço tridimensional de modo a

alcançar a distância máxima entre si. Como resultado, a geometria do átomo

central será determinada pelo número estérico. Este princípio é chamado

teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV).

Vamos dar uma olhada na geometria de cada uma das substâncias

anteriores.

Geometrias Resultantes da Hibridização 3 sp

Em todos os exemplos anteriores, há quatro pares de elétrons (número

estérico 4). Para que um átomo possa acomodar quatro pares de elétrons,

ele tem que usar quatro orbitais e, portanto, a sua hibridização é sp3.

Lembre que a geometria do metano é tetraédrica (Figura 1.35). Na

verdade, qualquer átomo com hibridização sp3 terá quatro orbitais

hibridizados sp3 dispostos na forma aproximada de um tetraedro. Isso é

verdade para o átomo de nitrogênio na amônia (Figura 1.36). O átomo de

nitrogênio está usando quatro orbitais e, portanto, a sua hibridização é sp3.

Como resultado disso, os seus orbitais estão dispostos em um tetraedro

(mostrado à esquerda na Figura 1.36). No entanto, existe uma diferença

importante entre a amônia e o metano. No caso da amônia, um dos quatro

orbitais está abrigando um par de elétrons não ligantes (um par isolado).

Esse par de elétrons isolado repele as outras ligações com mais força,

fazendo com que os ângulos de ligação sejam menores do que 109,5°. Os

ângulos de ligação para a amônia foram determinados como de 107°.

 

FIGURA 1.35

A geometria tetraédrica do metano.

FIGURA 1.36

Os orbitais da amônia estão distribuídos em uma geometria tetraédrica.

 

O termo “geometria” não se refere ao arranjo de pares de elétrons. Pelo

contrário, refere-se ao arranjo dos átomos. Quando mostramos apenas as

posições dos átomos (ignorando os pares isolados), a amônia aparece como

na Figura 1.37. Essa geometria é chamada piramidal triangular (Figura

1.37). “Triangular” indica que o átomo de nitrogênio está conectado a três

outros átomos, e “piramidal” indica que a substância tem a forma de uma

pirâmide, com o átomo de nitrogênio localizado no topo da pirâmide.

 

FIGURA 1.37

A geometria da amônia é piramidal triangular.

 

Outro exemplo de hibridização sp3 é a água (H 2O). O átomo de oxigênio

tem número estérico 4 e, por conseguinte, requer o uso de quatro orbitais. Em consequência disso, a sua hibridização tem de ser sp3, com os seus

quatro orbitais em um arranjo tetraédrico (Figura 1.38). Mais uma vez, os

pares isolados se repelem mutuamente mais fortemente do que as ligações,

fazendo com que o ângulo de ligação entre as duas ligações O—H seja

ainda menor do que os ângulos de ligação na amônia. O ângulo de ligação

da água foi determinado como de 105°. Para descrever a geometria,

podemos ignorar os pares isolados e concentrar a nossa atenção apenas no

arranjo dos átomos, o que dá uma geometria angular neste caso (Figura

1.39). Em resumo, existem apenas três tipos diferentes de geometria

decorrentes da hibridização sp3: tetraédrica, piramidal triangular e angular.

Em todos os casos, os elétrons foram distribuídos em um tetraedro, mas os

pares isolados foram ignorados quando se descreve a geometria. A Tabela

1.3 resume essas informações.

 

FIGURA 1.38

Os orbitais do H O estão distribuídos em uma geometria tetraédrica. 2

FIGURA 1.39

A geometria da água é angular.

 

TABELA 3 1.3 GEOMETRIAS RESULTANTES DA HIBRIDIZAÇÃO sp

 

EXEMPLO NÚMERO ESTÉRICO HIBRIDIZAÇÃO ARRANJO DE PARES ARRANJO DE

DE ELÉTRONS ÁTOMOS

(GEOMETRIA)

 

CH4 4 3 sp Tetraédrica Tetraédrica

 

NH 3 3 4 sp Tetraédrica Piramidal

triangular

 

H 3 2 O 4 sp Tetraédrica Angular

 

Geometrias Resultantes da Hibridização 2 sp

Quando o átomo central de uma substância pequena tem um número

estérico 3, a sua hibridização será sp2. Como exemplo, considere a estrutura

do BF . O boro tem três elétrons de valência, cada um dos quais é usado 3

para formar uma ligação. O resultado é três ligações e nenhum par isolado,

dando um número estérico 3. O átomo de boro central exige, portanto, três

orbitais, em vez de quatro, e a sua hibridização deve ser sp2. Lembre que

orbitais com hibridização sp2 alcançam separação máxima num arranjo

triangular plano (Figura 1.40): “triangular” porque o boro está conectado a

três outros átomos e “plano” porque todos os átomos são encontrados no

mesmo plano (em oposição a piramidal triangular).

 

FIGURA 1.40

A geometria do BF é triangular plana. 3

 

Como outro exemplo, considere o átomo de nitrogênio de uma imina:

 

OLHANDO PARA O FUTURO

Exploraremos iminas com mais detalhes no Capítulo 20, do Volume 2.

 

Para determinar a geometria do átomo de nitrogênio, consideramos

primeiro o número estérico, que não é afetado pela presença da ligação π.

Por que não? Lembre-se de que uma ligação π resulta da sobreposição de

orbitais p. O número estérico de um átomo indica quantos orbitais

hibridizados são necessários (orbitais p não estão incluídos nessa

contagem). O número estérico, neste caso, é 3 (Figura 1.41).

Consequentemente, a hibridização do átomo de nitrogênio tem que ser sp2.

O estado de hibridização sp2 é sempre caracterizado por um arranjo

triangular plano de pares de elétrons, mas ao descrever a geometria, vamos

nos concentrar apenas nos átomos (ignorando quaisquer pares isolados). A

geometria deste átomo de nitrogênio é, portanto, angular:

 

FIGURA 1.41

O número estérico do átomo de nitrogênio de uma imina.

 

Geometria Resultante da Hibridização sp

Quando o átomo central de uma substância pequena tem um número

estérico de 2, a hibridização do átomo central será sp. Como exemplo,

considere a estrutura do BeH 2. O berílio tem dois elétrons de valência, cada

um dos quais é usado para formar uma ligação. O resultado é duas ligações

e nenhum par isolado, dando um número estérico 2. O átomo de berílio

central exige, portanto, apenas dois orbitais e a sua hibridização tem que ser

sp. Lembre-se de que orbitais com hibridização sp alcançam a separação

máxima quando a geometria é linear (Figura 1.42).

 

FIGURA 1.42

A geometria do BeH é linear. 2

 

Como outro exemplo de hibridização sp considere a estrutura do CO2:

Mais uma vez, as ligações π não influenciam o cálculo do número estérico,

 

de modo que o número estérico é 2. A hibridização do átomo de carbono

tem que ser sp e a geometria é, portanto, linear.

Tal como resumido na Figura 1.43, os três estados de hibridização dão

origem a cinco geometrias comuns.

 

FIGURA 1.43

Uma árvore de decisão para a determinação da geometria.

 

DESENVOLVENDO A APRENDIZAGEM

 

1.8 PREVENDO A GEOMETRIA

APRENDIZAGEM

Preveja a geometria para todos os átomos (exceto os hidrogênios) na substância vista a seguir:

 

SOLUÇÃO

 

Para cada átomo, seguimos as três etapas vistas a seguir:

 

ETAPA 1

Determinação do número estérico.

 

1. Determinamos o número estérico pela contagem do número de pares isolados e de ligações

σ .

 

ETAPA 2

Determinação do estado de hibridização e o arranjo eletrônico.

 

2. Usamos o número estérico para determinar o estado de hibridização e o arranjo eletrônico:

 

• 3 Se o número estérico for 4, a hibridização do átomo será sp, e o arranjo eletrônico será

tetraédrico.

 

• Se o número estérico for 3, então a hibridização do átomo será 2 sp, e o arranjo

eletrônico será triangular plano.

 

• Se o número estérico for 2, então a hibridização do átomo será sp, e o arranjo

eletrônico será linear.

 

ETAPA 3

Os pares isolados são ignorados e descreve-se a geometria resultante.

3. Ignore quaisquer pares isolados e descreva a geometria apenas em termos da distribuição

dos átomos.

 

Não é necessário descrever a geometria dos átomos de hidrogênio. Cada átomo de

hidrogênio é monovalente, de modo que a geometria é irrelevante. A geometria só é

relevante quando um átomo está ligado a pelo menos dois outros átomos. Para os nossos

propósitos, podemos também ignorar a geometria do átomo de oxigênio em uma ligação

C=O duplo porque ele está ligado a apenas um átomo:

 

PRATICANDO

o que você aprendeu

 

1.25 Preveja a geometria para o átomo central em cada uma das substâncias vistas a seguir:

 

(a) NH3

 

(b) H3O+

 

(c) BH4

 

(d) BCl3

 

(e) BCl − 4

(f) CCl4

 

(g) CHCl3

 

(h) CH2Cl2

 

1.26 Preveja a geometria de todos os átomos, exceto os hidrogênios, nas substâncias vistas a

seguir:

 

APLICANDO

o que você aprendeu

 

1.27 Compare as estruturas de um carbocátion e um carbânion:

 

Em um desses íons, o átomo de carbono central é triangular plano, no outro é piramidal

triangular. Atribua a geometria correta para cada íon.

 

1.28 Identi que o estado de hibridização e a geometria de cada átomo de carbono no

benzeno. Use essa informação para determinar a geometria da molécula inteira: