Aula 01 - Ligações Químicas

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Profª Anaildes Lago de Carvalho
Ligações Químicas e Moléculas
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Regra do Octeto
Os átomos da maioria dos elementos químicos não apresentam existência isolada.
Apenas os gases nobres, nas condições ambientes, apresentam átomos estáveis isolados, 
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Regra do Octeto
Um átomo estará estável quando sua última camada possuir 8 elétrons
Os átomos não estáveis se unem uns aos outros a fim de adquirir a estabilidade
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Regra do Octeto
"Os átomos de todos os elementos, para adquirirem estabilidade química, fazem ligações químicas visando ficarem com 8 elétrons na última camada, ou 2, quando ela for a primeira camada"
Ligação iônica: Formada pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro
Ligação covalente: uma ligação que ocorre quando os átomos compartilham elétrons
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Ligação iônica
Transferência definitiva de elétron(s) entre átomos de elementos que apresentam grande diferenças de eletronegatividade.
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Ligação iônica
Os metais têm eletronegatividades baixas, exibem poucos e- na última camada (1, 2 ou 3), apresentando a tendência de perdê-los para adquirir a configuração 
eletrônica igual a de um gás nobre
Os não metais têm eletronegatividades altas, exibem muitos e- na última camada (5, 6 ou 7), apresentando a tendência de ganhar e-
No composto iônico formado participam cátions e ânions, em número suficiente para que o total de elétrons cedidos seja igual ao de elétrons recebidos.
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O átomo doador de elétron deve ser de um elemento de baixa eletronegatividade, enquanto o receptor deve ser de elemento de alta eletronegatividade.
Ocorre entre metais e ametais
Ligação iônica
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Ligação iônica
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Propriedades dos compostos iônica
Sólido quando puro nas condições ambientes de P e T
Elevadas Tf e Te
Conduzem corrente elétrica no estado líquido, mas não no estado sólido
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Ligação covalente
Compartilhamento de elétrons entre átomos de eletronegatividades próximas
Compartilhamento igual de elétrons: ligação covalente
apolar (ex.: H2)
Compartilhamento de elétrons entre átomos com eletronegatividades diferentes: ligação covalente polar
(ex.: HF)
Dão origem as moléculas
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Estruturas de Lewis
Ligação covalente
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Se a estrutura é um íon, adicionamos ou subtraímos elétrons para fornecer a carga apropriada
Estruturas de Lewis
Determina o nº total dos e- de valência 
(Ex.: CH3F → 4 p/ o C, 3 p/ o H e 7 p/ o F).
2. Use o nº de e- de valência para formar ligações e complete o octeto com e- livres.
3. Se depois que todos os e- tiverem sidos designados algum átomo (que não o H) não tiver o octeto completo, use o elétron livre para formar a dupla ligação.
Ex.: H2CO, HNO2, C2H4, C2H2
Ex.: ClO3-
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Estruturas de Lewis
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Carga Formal 
A carga formal é um procedimento de contabilidade eletrônica. Ela permite ao Químico determinar a localização de uma carga na molécula assim como comparar várias estruturas de Lewis possíveis, e determinar qual a estrutura que mais se adéqua para descrever a molécula (ou íon composto). 
Carga Formal = nº e- de valência - (nº e- não ligantes + 1/2  nº e- ligantes)
Ex.: NH3 e NH4+
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Considere a molécula do ácido fórmico, H2CO2. O C é o átomo central, ligado diretamente a dois O e um H. Existem duas possibilidades para a estrutura de Lewis dessa molécula, cada uma delas com o mesmo número de ligações químicas (lápis e papel na mão!). Qual das duas possibilidades melhor representa, segundo Lewis, a molécula de ácido fórmico? 
Determina-se qual é a melhor representação de Lewis para a molécula, pela determinação de quantas cargas formais existem.  O caso é que gasta-se energia para separarmos cargas em uma molécula, tal qual indicado pelas cargas formais, de formas que a estruturas com a menor carga formal deve ser aquela de menor  energia, e portanto aquela que melhor representa a molécula (ou íon composto), e portanto deverá ser a melhor estrutura de Lewis. 
Carga Formal 
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Carga Formal 
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Carga Formal 
Note que as duas estruturas divergem somente no arranjo dos e- de valência da molécula: nenhum átomo foi movido. Quando isso acontece, nós as chamamos de estruturas de ressonância. A melhor estrutura de Lewis, ou estrutura de ressonância, é sempre aquela que carrega a menor quantidade de carga formal.  
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Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos
 1926, uma nova teoria de estrutura atômica e molecular foi desenvolvida por:
Erwin Schrodinger
Werner Heisenberg
Mecânica Quântica
Mecânica quântica usa as mesmas equações matemáticas que descrevem o movimento de uma onda para caracterizar o movimento de um elétron em torno do núcleo.
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Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos
 Para Schrodinger o comportamento de cada elétron em um átomo ou molécula pode ser descrito por uma equação de onda
Funções de onda ou orbitais
soluções
Mostram a energia de um elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde é mais provável se encontrar um elétron
 Cada camada contém subcamadas conhecidas como orbitais atômicos
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Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos
Tabela 1. Distribuição de elétrons nas quatro primeiras camadas que rodeiam o núcleo.
“quanto mais próximo o orbital atômico está do núcleo, menor é sua energia”
 Configuração eletrônica no estado fundamental: Descreve os orbitais ocupados pelos elétrons de um átomo, quando eles estão em orbitais disponíveis de menor energia
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Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos
Tabela 2. Configuração no estado fundamental de átomos pequenos
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Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos
 Princípios utilizados para determinar que orbitais os elétrons ocupam:
 Princípio de aufbau: Um elétron sempre vai para um orbital de menor energia.
 Princípio da exclusão de Pauli: 
	1) Não mais que dois elétrons pode
 ocupar cada orbital
	2) Os dois elétrons tem que ter spins opostos 
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Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos
 Princípios utilizados para determinar que orbitais os elétrons ocupam:
 Regra de Hund: Quando há orbitais degenerados, um elétron vai ocupar um orbital vazio antes de ser emparelhado com outro elétron.
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 Configuração eletrônica:
Princípio da edificação
Princípio da exclusão de Pauli
Regra de Hund
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Orbitais Atômicos
Um orbital é uma região tridimensional do espaço onde é maior a probabilidade de se encontrar um elétron.
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Teoria do orbital molecular (OM)
 Ligações covalentes resultam da combinação de orbitais atômicos para gerar orbitais moleculares
 OM descreve o volume do espaço em torno da molécula onde um elétron pode ser encontrado
 Como os OA’s, OM’s têm tamanhos, formas e energias específicas
Os orbitais são conservados: o nº de OM’s gerados precisa ser igual ao nº de AO’s combinados
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Teoria do orbital molecular (OM)
Ex.: H2
Orbital atômico 1S
Orbital atômico 1S
Orbital molecular
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ORBITAIS HÍBRIDOS: orbitais atômicos formados pela combinação ou mistura de dois ou mais OAs no estado fundamental
Hibridização de Orbitais – sp3
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Os orbitais usados na formação da ligação determinam os ângulos da ligação
Ângulo de ligação tetraédrica: 109,5°
Os pares de elétrons espalham-se no espaço o mais distante possível um dos outros
Hibridização de Orbitais – sp3
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Hibridização de Orbitais – sp3
 Rotação livre da ligação σ
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Geometria e Hibridização 
Orbitais híbridos possuem propriedades direcionais diferentes dos OAs dos quais foram criados 
Ângulos das ligações H-N-H: 107,3º < 109,5º

Repulsão par isolado – par compartilhado
N
Z = 7
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Geometria e Hibridização 
Ângulos das ligações H-O-H: 104,5º < 109,5º

Repulsão par isolado (2) – par compartilhado
O
(Z = 8)
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E o boro (B: Z=5) no BF3????
Hibridização de Orbitais – sp2
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E o berílio (Be: Z=4) BeCl2????
Linear
BeCl2
Hibridização de Orbitais – sp
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Orbitais Híbridos sp3d ou dsp3
P (z=15)
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Orbitais Híbridos sp3d2 ou d2sp3 
S (z=16)
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Fórmulas estruturais dos compostos orgânicos
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Fórmulas estruturais dos compostos orgânicos
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 Tipos de cadeias carbônicas
 Quanto ao fechamento da cadeia
 Cadeia aberta ou alifática ou acíclica
 Cadeia
fechada ou cíclica
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 Quanto a disposição dos átomos 
 Cadeia linear: não-ramificada
 Cadeia ramificada
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 Quanto aos tipos de ligações 
 Cadeia saturada
 Cadeia insaturada
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 Quanto a natureza dos átomos
 Cadeia homogênea
 Cadeia heterogênea
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 Cadeia fechada pode ser:
 Aromática
 Alicíclica
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Resumo
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Classifique as cadeias a seguir
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 Classificando os carbonos
 Carbono primário: está ligado a apenas um outro C
 Carbono secundário: está ligado a dois C
 Carbono terciário: está ligado a três C
 Carbono quaternário: está ligado a quatro C
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Isomeria constitucional
	Têm a mesma fórmula molecular, mas fórmulas estruturais diferentes, ou seja, a seqüência com que os átomos estão ligados entre si são diferentes, além disso possuem propriedades físicas distintas
C4H10
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Isômeros de função
Isômeros de cadeia
Isômeros de posição
 ISÔMEROS CONSTITUCIONAIS
PE=-0,5ºC e -11,7ºC
PE=78,5ºC e 23,6ºC
PE=97,1ºC e 83ºC
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Isomeria constitucional
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Isomeria constitucional
C4H10O
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RESSONÂNCIA
 As estruturas de Lewis impõem uma localização artificial dos elétrons
Mais de uma estrutura de Lewis equivalente pode ser escrita para muitas moléculas ou íons
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RESSONÂNCIA
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Estruturas de Ressonância
São polarizações permanentes manifestadas no estado fundamental de uma molécula oriunda da redistribuição de elétrons que podem ocorrer em sistemas conjugados via seus orbitais p.
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Teoria de Ressonância
 Sempre que uma molécula ou íon puder ser representado por duas ou mais estruturas de Lewis que diferem apenas na posição dos elétrons, duas coisas são verdadeiras:
Nenhuma dessas estruturas de ressonância (ou contribuintes de ressonância) será uma representação correta para a molécula ou íon. Nenhuma estará completamente de acordo com as propriedades químicas e físicas da substância.
A molécua ou íon real será bem representado por um híbrido (média) dessas estruturas
As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula ou íon real, elas existem apenas no papel
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Regras da Teoria de Ressonância
As posições relativas de todos os átomos não devem variar, apenas os elétrons se movimentam em sistemas conjugados.
Estruturas de ressonância
Não é uma estrutura de ressonância apropriada
Move-se apenas os elétrons das ligações π e pares de elétrons não ligantes
+
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Regras da Teoria de Ressonância
 Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido e um sistema descrito por elas tem uma energia de estabilização grande
Estruturas de ressonância contribuinte
Híbrido de ressonância
ou
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Resumo das regras de ressonância:
Todos os átomos que fazem parte do sistema deslocalizado devem estar no mesmo plano (ou aproximadamente no mesmo plano).
Todos os átomos que fazem parte do sistema deslocalizado devem possuir um orbital “p”.
As formas ou estruturas de ressonância devem ter a mesma posição atômica e os átomos não devem variar o tipo de hibridação. Elas diferem apenas nas posições dos elétrons.
As diferentes formas de ressonância de uma substância não têm que ser equivalentes, em termos de energia.
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Polaridade das ligações covalentes e das moléculas
Covalente apolar: H2 e Cl2
Covalente polar: 
Momento de dipolo (µ)
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Propriedades Físicas e Forças Intermoleculares
Tf, Te e solubilidade
Forças intermoleculares
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 Ocorre entre moléculas polares e resulta da atração da extremidade positiva de uma molécula pela extremidade negativa de outra.
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Interação dipolo-dipolo induzido
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Dipolo instantâneo-dipolo induzido
 Atua a distâncias pequenas.
 Depende da área de contato.
Johannes Diederik Van der Waals
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Dipolo instantâneo-dipolo induzido
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Ligação de hidrogênio
1º Uma das moléculas deve possuir átomos bastante eletronegativos. Ex.: O, N, F.
2º A outra molécula possua também átomos bastante eletronegativos, com pares de elétrons não ligantes. 
 Maiores Te 
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Ligação de hidrogênio
 Etanol + água
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Ligação de hidrogênio
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Solubilidade
 Compostos polares se dissolvem em compostos polares, e compostos poucos polares ou apolares, em solventes poucos polares ou apolares.
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Solubilidade
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Ordem crescente de polaridade dos solventes:
Água
Metanol
Etanol
Acetato de etila
Diclorometano
Clorofórmio
Éter dietílico
Hexano
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Figuras pag. 551 Volhardt e dos slides do livro de Paula Bruice
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