22.14.8: Capítulo 8

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Semelhanças: Ambos os tipos de ligações resultam da sobreposição de orbitais atômicos em átomos adjacentes e contêm no máximo dois elétrons. Diferenças: as ligações σ são mais fortes e resultam da sobreposição de ponta a ponta e todas as ligações simples são ligações σ; as ligações π entre os mesmos dois átomos são mais fracas porque resultam da sobreposição lado a lado, e várias ligações contêm uma ou mais ligações π (além de uma ligação σ).

A distância média específica de ligação é a distância com a menor energia. Em distâncias menores que a distância de ligação, as cargas positivas nos dois núcleos se repelem e a energia geral aumenta.

Ligação: Uma ligação σ e uma ligação π. Os orbitais s estão preenchidos e não se sobrepõem. Os orbitais p se sobrepõem ao longo do eixo para formar uma ligação σ e lado a lado para formar a ligação π.

Esta figura mostra os orbitais de dois átomos sendo somados à medida que formam ligações. Os dois átomos são mostrados separadamente à direita, cada um com dois orbitais em forma de amendoim situados perpendicularmente um ao outro. Uma seta voltada para a direita mostra que os dois se aproximaram e agora as porções superior e inferior dos orbitais verticais em forma de amendoim são mostradas se fundindo acima e abaixo do plano da molécula, enquanto os orbitais horizontais em forma de amendoim estão sobrepostos entre os dois núcleos.

Não, dois dos orbitais p (um em cada N) serão orientados de ponta a ponta e formarão uma ligação σ.

Dois átomos de nitrogênio são mostrados em uma estrutura de Lewis e como um diagrama. A estrutura de Lewis mostra os dois átomos de nitrogênio ligados por uma ligação tripla. O diagrama mostra dois átomos de nitrogênio e seus três orbitais p em forma de amendoim. Um dos orbitais fica na horizontal e se sobrepõe entre os dois núcleos. É rotulado como “sigma bond”. Os outros dois estão na vertical e no plano z da página. Eles se sobrepõem acima e abaixo e entram e saem da página em relação aos núcleos. Cada um deles é rotulado como “pi bond”.

A hibridização é introduzida para explicar a geometria dos orbitais de ligação na teoria da ligação de valência.

11.

Não há orbitais d na camada de valência do carbono.

13.

plano trigonal, sp ²; piramidal trigonal (um par solitário em A) sp ³; em forma de T (dois pares solitários em A sp ³ d, ou (três pares solitários em A) sp ³ d ²

15.

(a) Cada S tem uma geometria curvada (109°), sp ³

Uma estrutura de Lewis é mostrada na qual oito átomos de enxofre, cada um com dois pares solitários de elétrons, são unidos individualmente em um anel de oito lados.

(b) Curvado (120°), sp ²

Duas estruturas de Lewis são mostradas, conectadas por uma seta de ponta dupla. A estrutura esquerda mostra um átomo de enxofre com um único par de elétrons duplamente ligado a um átomo de oxigênio com dois pares solitários de elétrons à esquerda e unidos a um átomo de oxigênio com três pares solitários de elétrons à direita. A estrutura direita mostra a mesma molécula, exceto que o oxigênio de ligação dupla está no lado direito do enxofre e o oxigênio de ligação simples está à esquerda do enxofre.

Uma estrutura de Lewis de um átomo de enxofre unido individualmente a dois átomos de oxigênio, cada um com três pares solitários de elétrons, e duplamente ligado a um terceiro átomo de oxigênio com dois pares solitários de elétrons é mostrada.

(d) Tetraédrico, sp ³

É mostrada uma estrutura de Lewis na qual um átomo de enxofre está ligado de forma simples a quatro átomos de oxigênio. Dois dos átomos de oxigênio têm três pares solitários de elétrons, enquanto os outros dois têm dois pares solitários de elétrons e cada um está ligado individualmente a um átomo de hidrogênio.

17.

(a) Exf ₂(b)

Uma estrutura de Lewis é mostrada na qual um átomo de xenônio que tem três pares solitários de elétrons está unido a dois átomos de flúor, cada um com três pares solitários de elétrons.

19.

(uma)

Duas estruturas de Lewis são mostradas, a esquerda da qual mostra três átomos de fósforo unidos de forma simples para formar um triângulo. Cada fósforo é ligado a um átomo de enxofre por uma única ligação vertical e cada um desses átomos de enxofre é então ligado a um único átomo de fósforo, de modo que um anel de seis lados é criado com um enxofre no meio. Cada átomo de enxofre nessa estrutura tem dois pares solitários de elétrons, enquanto cada fósforo tem um par solitário. A segunda estrutura de Lewis mostra um átomo de cloro com um único par de elétrons unidos a três átomos de oxigênio, cada um com três pares solitários de elétrons.

(b) Átomos de P, trigonais piramidais; átomos S, dobrados, com dois pares solitários; átomos de Cl, piramidais trigonais; (c) A hibridização sobre P, S e Cl é, em todos os casos, sp ³; (d) Estados de oxidação P +1, S $- 1 \frac{1}{3},$ Cl +5, O —2. Cobranças formais: P 0; S 0; Cl +2: O —1

21.

Duas estruturas de Lewis são mostradas. A estrutura esquerda mostra um átomo de nitrogênio com um único par de elétrons unidos a três átomos de flúor, cada um com três pares solitários de elétrons. A estrutura certa mostra átomos de fósforo unidos a cinco átomos de flúor, cada um com três pares solitários de elétrons.

O fósforo e o nitrogênio podem formar híbridos sp ³ para formar três ligações e manter um par solitário em PF ₃ e NF ₃, respectivamente. No entanto, o nitrogênio não tem orbitais de valência d, portanto, não pode formar um conjunto de orbitais híbridos sp ³ d para ligar cinco átomos de flúor em NF ₅. O fósforo tem orbitais d e pode ligar cinco átomos de flúor com orbitais híbridos sp ³ d em PF ₅.

23.

Uma ligação tripla consiste em uma ligação σ e duas ligações π. Uma ligação σ é mais forte do que uma ligação π devido à maior sobreposição.

25.

(uma)

É mostrada uma estrutura de Lewis na qual um átomo de carbono é ligado por ligações simples a três átomos de hidrogênio. Também é ligado por uma única ligação a um átomo de carbono que é triplamente ligado a um átomo de nitrogênio com um único par de elétrons. Abaixo da estrutura está uma flecha voltada para a direita com a cabeça perto do nitrogênio e a cauda, que parece um sinal positivo, localizada perto dos átomos de carbono. A flecha é rotulada como “momento de dipolo”.

(b) O átomo de carbono terminal usa orbitais híbridos sp ³, enquanto o átomo de carbono central é hibridizado sp. (c) Cada uma das duas ligações π é formada pela sobreposição de um orbital de 2 p em carbono e um orbital de nitrogênio 2 p.

27.

(a) sp ²; (b) sp; (c) sp ²; (d) sp ³; (e) sp ³; (f) sp ³ d; (g) sp ³

29.

(a) sp ², deslocalizado; (b) sp, localizado; (c) sp ², deslocalizado; (d) sp ³, deslocalizado

31.

Um diagrama é mostrado em duas partes, conectadas por uma seta voltada para a direita chamada “Hibridização”. O diagrama à esquerda mostra uma seta voltada para cima chamada “E”. No canto inferior direito da seta, há uma linha horizontal curta chamada “2 s”, que tem duas meias-setas verticais voltadas para cima e para baixo. No canto superior direito da seta, há uma série de três linhas horizontais curtas rotuladas como “2 p”. Acima dos dois conjuntos de linhas está a frase “Orbitais em um átomo C isolado”. Existem duas setas voltadas para cima em duas dessas linhas. O lado direito do diagrama mostra duas linhas horizontais curtas colocadas na metade do espaço e cada uma rotulada como “s p”. Uma meia flecha voltada para cima é desenhada verticalmente em cada linha. Acima dessas linhas estão duas outras linhas horizontais curtas, cada uma rotulada como “2 p”, e que têm duas setas voltadas para cima. Acima dos dois conjuntos de linhas está a frase: “Orbitais no s p hibridizado C em C O subscrito 2”.

Cada um dos quatro elétrons está em um orbital separado e se sobrepõe a um elétron em um átomo de oxigênio.

33.

(a) Semelhanças: Ambos são orbitais de ligação que podem conter no máximo dois elétrons. Diferenças: os orbitais σ são combinações de ponta a ponta de orbitais atômicos, enquanto os orbitais π são formados pela sobreposição lado a lado de orbitais. (b) Semelhanças: Ambas são construções de mecânica quântica que representam a probabilidade de encontrar o elétron sobre o átomo ou a molécula. Diferenças: para um orbital atômico descreve o comportamento de apenas um elétron por vez com base no átomo. Para uma molécula, representa uma combinação matemática de orbitais atômicos. (c) Semelhanças: Ambos são orbitais que podem conter dois elétrons. Diferenças: A ligação de orbitais resulta na manutenção de dois ou mais átomos juntos. Os orbitais antiaderentes têm o efeito de desestabilizar qualquer ligação que tenha ocorrido.

35.

Um número ímpar de elétrons nunca pode ser emparelhado, independentemente da disposição dos orbitais moleculares. Sempre será paramagnético.

37.

Os orbitais de ligação têm densidade eletrônica próxima a mais de um núcleo. A interação entre a ligação de núcleos com carga positiva e elétrons carregados negativamente estabiliza o sistema.

39.

O emparelhamento dos dois elétrons de ligação reduz a energia do sistema em relação à energia dos elétrons não ligados.

41.

(a) Ordem de caução H ₂ = 1, $H_{2}^{+}$ ordem de caução = 0,5, $H_{2}^{−}$ ordem de ligação = 0,5, a ligação mais forte é H ₂; (b) O ₂ ordem de ligação = 2, $O_{2}^{2+}$ ordem de caução = 3; $O_{2}^{2−}$ ordem de vínculo = 1, a ligação mais forte é $O_{2}^{2+};$ (c) Ordem de caução Li ₂ = 1, ${Seja}_{2}^{+}$ ordem de ligação = 0,5, ordem de ligação Be ₂ = 0, ligação mais forte é ${Li}_{2}$ ; (d) F ₂ ordem de caução = 1, $F_{2}^{+}$ ordem de caução = 1,5, $F_{2}^{−}$ ordem de ligação = 0,5, a ligação mais forte é $F_{2}^{+};$ (e) Ordem de caução N ₂ = 3, $N_{2}^{+}$ ordem de caução = 2,5, $N_{2}^{−}$ ordem de ligação = 2,5, a ligação mais forte é N ₂

43.

(a) H ₂; (b) N ₂; (c) O; (d) C ₂; (e) B ₂

45.

Sim, o flúor é um átomo menor que o Li, então os átomos no orbital de 2 s estão mais próximos do núcleo e mais estáveis.

47.

49.

N ₂ tem mistura s-p, então os orbitais π são os últimos preenchidos $N_{2}^{2+} .$ O ₂ não tem mistura s-p, então o orbital σ _p preenche antes dos orbitais π.