Química geral I

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RESUMO SEGUNDO BLOCO DE QUÍMICA GERAL I
Ligação química
· Ligação iônica: as forças eletrostáticas atraem as partículas com cargas elétricas opostas.
Um íon é formado quando um átomo ganha ou perde um ou mais elétrons. A perda de um elétron por átomo dá origem ao íon positivo, ou cátion. Enquanto o ganho de um elétron fornece um íon negativo, ou ânion. Os íons então formados atraem um ao outro por que possuem cargas elétricas opostas, esta atração é chamada de ligação iônica, ou às vezes eletrovalente.
Pares iônicos gasosos são encontrados a temperaturas muito altas, a ligação iônica é mais comumente encontrada nos sólidos iônicos. 
Na estrutura de Lewis, o símbolo químico de um átomo é circundado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência. O símbolo representa o núcleo e mais todos os elétrons internos, esta combinação frequentemente é chamada de tronco ou cerne do átomo. Os pontos da estrutura de Lewis devem ser agrupados para se saber se os elétrons estão ou não emparelhados.
Na regra do octeto, os átomos de gases nobres, exceto o hélio, têm uma camada de valência especialmente estável, ns2 np6, onde n é o número quântico principal. A regra do octeto é a afirmação da estabilidade da configuração da camada de valência ns2 np6.
Usando a regra do octeto pode-se prever que átomos com poucos elétrons de valência tendem a perdê-los, formando íons positivos; enquanto átomos com número de elétrons próximos a oito tendem a ganha-los, para completar seus octetos.
Átomos com somente poucos elétrons de valência tem baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica, e então se espera que eles tenham mais tendência a perdê-los do que ganhá-los. Da mesma maneira, átomos que tem número de elétrons próximo a oito tem alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica, e então é esperado que eles ganhassem, em vez de perderem elétrons.
· Ligação covalente: ocorre quando dois átomos têm as mesmas tendências de ganhar e perder elétrons. Sob essas condições a transferência total de um elétron não acontece. Em vez disso, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos.
Energia de dissociação é a energia necessária para quebrar uma ligação covalente.
A probabilidade-densidade psi2, varia na formação da ligação covalente entre dois átomos; menor distância internuclear, maior psi2.
A distância média entre os núcleos e os átomos ligados em qualquer ligação covalente é chamada de distância de ligação ou comprimento de ligação. 
Como montar a estrutura de Lewis:
1. Contar a quantidade de elétrons na camada de valência de cada átomo e somá-los
2. O número da soma de elétrons divido por dois é a quantidade de pares de elétrons
3. Fazer as ligações simples
4. Distribuir os elétrons não ligantes
5. Caso precise, fazer ligações duplas ou triplas.
A estrutura de Lewis deveria mostrar que a regra do octeto é obedecida, mas há algumas moléculas na qual esta regra é claramente desrespeitada; neste caso se diz que a camada de valência se expandiu. A expansão da camada de valência somente é possível se o átomo tem orbitais nd ou (n-1)d que podem ser usados além dos orbitais ns e dos três np.
Os átomos do primeiro e segundo período não podem sofrer este processo porque eles não possuem orbitais 1d ou 2d.
A regra do octeto é uma generalização, mas existem numerosas exceções.
Eletronegatividade é a tendência relativa apresentada por um átomo ligado de atrair elétrons para si mesmo; o par de elétrons não está compartilhado igualmente pelos dois átomos.
A polaridade da ligação se dá quando átomos com a mesma eletronegatividade formam ligações covalentes apolares e quando o par de elétrons não é compartilhado igualmente é dita ligação covalente polar.
Carga formal: número de elétrons na camada de valência – (número de elétrons livres + número de elétrons em ligação dividido por dois).
Repulsão dos pares eletrônicos e geometria molecular:
· Método VSEPR: as ligações e os pares de elétrons isolados se orientam de maneira que as repulsões elétron-elétron são os menores possíveis, enquanto que as atrações elétron-núcleo são as maiores possíveis. A repulsão é maior entre dois pares não compartilhados.
O número total de pares de elétron ao redor do átomo central é chamado de número estérico.
Passo a passo para montar a estrutura:
1. Esquematizar a estrutura de Lewis da molécula
2. Determinar o número estérico
3. Determinar o número de pares isolados.
	Número estérico
	Número de pares isolados
	Geometria
	2
	0
	Linear
	3
	0
	Plana trigonal
	4
	0
	Tetraédrica
	4
	1
	Pirâmide trigonal
	4
	2
	Angular
	5
	0
	Bipirâmide trigonal
	5
	1
	Gangorra
	5
	2
	Forma t
	5
	3
	Linear
	6
	0
	Octaédrica
	6
	1
	Pirâmide tetragonal
	6
	2
	Quadrado planar
· Estrutura de ressonância: sempre que uma molécula ou um íon puderem ser representados por uma ou mais estruturas de Lewis, cuja única diferença é a posição de elétrons.
 
· Moléculas polares e não polares: dipolos podem ser diferenciados experimentalmente de moléculas não polares por seu comportamento num campo elétrico. A polaridade da molécula é expressa quantitativamente por seu momento dipolar, que é o produto da grandeza da carga pela distância entre as duas cargas opostas. 
Uma vez conhecida à estrutura de uma molécula, não é difícil prever se ela é ou não polar. No caso de moléculas diatômicas, a polaridade depende somente da polaridade da ligação. Com moléculas triatômicas a forma a forma tem importância para saber se ela é polar ou não polar.
· Teoria de ligação pela valência e a sobreposição de orbitais: De acordo com a teoria de valência, o preenchimento simultâneo de dois orbitais de dois átomos por um par de elétrons é possível se os orbitais se sobrepõem em uma extensão apreciável.
A sobreposição orbital produz uma região em que a probabilidade ou densidade eletrônica é aumentada no espaço entre os núcleos. A distância de equilíbrio é igual a distancia da ligação. 
Ligação sigma é a ligação formada no eixo de ligação (eixo z) e é esfericamente cilíndrica. É sempre uma ligação simples e é formada por dois orbitais s, ou um orbital s e um p, ou dois p. Depois que dois orbitais atômicos se sobrepõem, tornam-se um orbital molecular.
Quando os orbitais p se sobrepõem lado a lado, os resultados são diferentes: há uma formação de uma ligação π. 
 
Em uma ligação dupla ou tripla, uma delas é sempre sigma e as demais pi.
· Orbitais híbridos:
1. Orbital sp: estrutura linear sempre se hibridiza em sp. Ocorre quando um dos orbitais do np se junta com o orbital ns.
2. Orbital sp2: forma estrutura que apresenta 120º e segue o mesmo esquema da hibridização sp, só que nesse caso há a junção de dois orbitais np.
3. Orbital sp3: apresenta o ângulo igual a 109º ou um valor próximo. Junção de três orbitais np.
· Modelo orbital molecular: Constitui uma alternativa para se ter uma visão da ligação. Os átomos precisam ser semelhantes em simetria e energia.
A teoria MO considera que os orbitais atômicos da camada de valência deixam de existir quando a molécula se forma. Eles são substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos que correspondem a novas distribuições da nuvem eletrônica.
Os MOs que são formados quando dois átomos se ligam numa molécula diatômica, um orbital atômico se combina com um orbital atômico do segundo átomo para formar dois MOs. Os cálculos da mecânica quântica para a combinação dos orbitais atômicos originais consistem em uma adição e sua subtração das funções de onda do orbital atômica. Os resultados, então, são duas novas funções de onda MO, uma de adição e uma de subtração. 
O MO formado pela subtração de funções de onda é representado como sigma*, enquanto que o formado pela adição é representado apenas por sigma. Há um aumento de densidade eletrônica entre os núcleos sigma e um decréscimo na mesma região no orbital sigma*. Por essa razão dos orbitais sigma são chamados de ligantes e o sigma* de antiligante. O primeiro tende a estabilizar a ligação e o segundo a desestabilizar. 
Quandodois orbitais atômicos se combinam para formar dois orbitais moleculares, a energia de MO ligante é sempre a menor do que a dos orbitais atômicos, enquanto a energia do MO antiligante é maior.
O preenchimento dos orbitais moleculares ocorre adicionando os elétrons a partir da base do diagrama para cima. 
Ordem de ligação: , onde L são os elétrons ligantes e N, os elétrons não ligantes.
Quando há elétrons desemparelhados é uma molécula paramagnética, e caso não tenha, é uma molécula diamagnética. 
Nos MOs de Li2, Be2, B2, C2 e N2, há uma mudança estrutural ocasionada por repulsão. Essa mudança é chamada de cruzamento sigma-pi. Os pi apresentam menor energia nesses casos e o sigma maior.
A diferença energética entre o orbital s e o p nessas moléculas é menores, o que leva na aproximação dos orbitais. Por apresentarem energia similar, eles se repelem; na vídeo aula foi dito que o motivo dessa inversão é porque os orbitais sigma se interagem, gerando outra estrutura molecular, onde o sigma apresenta maior energia que o pi.
Quanto maior a carga nuclear efetiva, mais os orbitais são atraídos pelo núcleo, o que gera uma menor energia potencial.
Orbitais moleculares de energia e simetria similar podem interagir.