3. Geral I Ligações

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Disciplina- Química Geral
Profª Maria Luiza
Ligações Químicas:
Ligação iônica
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As substâncias químicas são formadas por átomos de elementos químicos unidos por ligações químicas. 
 Condutividade
 Dureza
 Ponto de fusão e ebulição
LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados.
As ligações químicas formam-se para aumentar a estabilidade 
dos átomos
LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Como reconhecer o aumento de estabilidade?
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Ligação iônica
Energia de ionização baixa
Valor de afinidade eletrônica
negativo
Elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de carga contrária que se atraem.
O processo pode ser representado por:
Par iônico
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Ligação iônica
Estrutura de Lewis para o íon sódio
Estrutura de Lewis para o cloro
1s2 2s2 2p6 3s0
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
-
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Como determinar a fórmula iônica?
[C]x+
[A] y-
cátion
ânion
∑ das cargas = zero
CyAx
y
x
y . (x+) = xy
x . (y-) = -xy
 xy + (-xy) = 0
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Metal
Não-metal
elétron
Não é espontâneo!!!
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A conversão de um mol de Na e Cl em um mol de pares iônicos NaCl é energeticamente favorável. 
Energia líquida= -302 kJ.mol-1 
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H1 + H2 + H3 + H4 + H5 = Htotal
H5 = -787 kJ/mol (energia de rede ou reticular)
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 Considere os dados termodinâmicos abaixo e calcule, usando o ciclo de Born-Haber, o valor de ΔEret para o cloreto de prata (AgCl) a 298 K.
ΔHof (AgCl) = -127 kJ/mol
ΔHosub (Ag) = +285 kJ/mol
Edis (Cl2) = +240 kJ/mol
ΔHPI (Ag) = +731 kJ/mol
ΔHAE (Cl) = -349 kJ/mol
Sabendo que o ΔEret para o sal AgBr é igual a -981 kJ/mol, diga qual composto iônico forma o retículo mais estável, AgCl ou AgBr?
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Dissolução de um sólido em água .Exemplo: NaCl em água
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Disciplina- Química Geral
Profª Maria Luiza
Ligações Químicas:
Ligação Covalente
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Definição: tendência relativa mostrada por um átomo na ligação em atrair o par de elétrons
Eletronegatividade ≠ Afinidade eletrônica
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Ligação covalente não-polar ou apolar
Ligação covalente polar
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É o método para determinação da orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa molécula, determinando assim a geometria da molécula.
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São forças que mantêm as moléculas unidas, explicando as propriedades macroscópicas das substâncias, sendo também responsáveis pela existência dos 3 estados físicos da matéria.
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Interações fracas que mantêm as moléculas polares unidas.
Interações Dipolo-Dipolo
Ex: HCl
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Ligações de Hidrogênio
ÁTOMO DE HIDROGÊNIO LIGADO A ELEMENTOS FORTEMENTE ELETRONEGATIVOS
F, O, N
Ex: H2O
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Interações de Van der Waals (ou London) ou forças de dispersão de London
Interações muito fracas que mantêm as moléculas apolares unidas.
Exemplo  H2, F2, Cl2, O2, CO2, CCl4, etc.
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Foram desenvolvidas duas teorias distintas para explicar a diminuição de energia que acompanha a formação da ligação covalente: 
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Descreve a formação de pares de elétrons de valência compartilhados através dos orbitais atômicos, sem perda das características individuais destes.
Consegue explicar as ligações e geometria molecular de uma grande quantidade de compostos, mas não oferece informação quantitativa dos estados de energia das moléculas.
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Quando a nuvem eletrônica do par de elétrons compartilhado, está centrada e é simétrica ao redor do eixo de ligação, ela é dita ligação s (sigma).
Quando orbitais “p” se sobrepõe lado a lado, haverá um aumento da densidade eletrônica em duas regiões que estão de lados opostos ao eixo da ligação.
Quando os orbitais “p” (pz e py) se sobrepõe lado a lado.
Ligação p
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Orbitais Híbridos
Cada orbital corresponde a uma solução, à função da equação de onda de Schrödinger. 
Como a equação de onda é diferencial, qualquer solução pode ser combinada matematicamente para formar um novo conjunto de funções de onda que são também soluções.
		ORBITAIS ATÔMICOS
		ORBITAL MOLECULAR
		s-s
		(sigma)
		s-px
		(sigma)
		px-px
		(sigma)
		py-py
		(pi)
		pz-pZ
		(pi)
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		ORBITAIS HÍBRIDOS
		GEOMETRIA
		EXEMPLOS
		
sp
		
Linear
		
BeF2, CdBr2, HgCl2
		
sp²
		
Plana Trigonal
		
BeF3, B(CH3)3, GaI3
		
sp³
		
Tetraédrico
		TiCl4, CCl4,
SiF4, CH4
		sp³d ou dsp³
		Bipirâmide 
Trigonal
		
PCl5, MoCl5, TaCl5
		sp³d² ou d²sp³
		
Octaédrica
		SF6, SeF-6, CrCl6- 3
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sp³
1s2
Ex: Orbital s-p³
CH4
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Os orbitais atômicos, originalmente não ligados, são substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos na molécula, chamado Orbitais Moleculares e o preenchimento destes determinam as propriedades da molécula resultante.
Esta teoria oferece com clareza informações quantitativas dos estados de energia das moléculas. A grande diferença entre a TLV é a maneira com que descreve o processo de formação da Ligação Covalente.
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Os orbitais moleculares são sempre formados pela combinação de orbitais atômicos:
 
 Quando os orbitais atômicos interferem construtivamente, formam-se os orbitais ligantes.
 Quando interferem destrutivamente, formam orbitais antiligantes.
 N orbitais atômicos combinam-se para dar N orbitais moleculares.
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 Preenchimento dos elétrons nos orbitais moleculares
Os elétrons são acomodados inicialmente no orbital molecular de mais baixa energia e, depois, sucessivamente, nos níveis de energia mais alta.
2. De acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli, cada orbital molecular pode acomodar até dois elétrons. Se dois elétrons estão no mesmo orbital, eles estão emparelhados.
3. Se mais de um orbital molecular de mesma energia tiver disponível, os elétrons os ocupam um a um, adotando spins paralelos ( Regra de Hund).
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Diagrama de Energia dos Orbitais Moleculares:
 Ordem de Ligação:
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 Quanto maior a OL, mais estável é a molécula ou o íon.
 OL = 0 implica que existe um número igual de elétrons nos OM ligantes e anti-ligantes.
 OL > 0 implica que há mais elétrons em orbitais moleculares ligantes.
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