Ions e moleculas

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ÍONS E MOLÉCULAS
SIMETRIA
Modelo-RPECV
Modelo da Repulsão por Pares de Elétrons da Camada de Valência. 
	Quanto menor a repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência, mais estável é a molécula.
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Pares de elétrons estereoativos:
Elétrons que interferem na geometria da molécula.
estéreo: geometria
Ativo: atividade
Tipos de elétrons estereoativos:
Par ;
Par não ligado.
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ESTRUTURAS MOLECULARES
a) 2 pares ligados
Exemplo: CO2
Dois pares de elétrons estereoativos:
Estrutura linear (180º) 
Branco – Par ligado
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Três pares de elétrons estereoativos
Estrutura Piramidal Planar (120º)
a) 3 pares ligados (piramidal planar) 
Exemplo: SO3, BF3
Branco – Par ligado
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b) 2 pares ligados e 1 não ligado (angular)
Exemplo: SO2
Quatro Pares de elétrons estereoativos:
Estrutura Tetraédrica (109º 28’)
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
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a) 4 pares ligados (tetraédica)
Exemplo: CH4
b) 3 pares ligados e 1 par não ligado (piramidal trigonal)
Exemplo: NH3
Branco – Par ligado
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
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c) 2 pares ligados e 2 pares não ligados (angular)
Exemplo: H2O
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
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Cinco pares de elétrons estereoativos
Estrutura Bipirâmide Trigonal (120º e 90º) 
a) 5 pares ligados (bipirâmide trigonal)
Exemplo: PCl5
Branco – Par ligado
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b) 4 pares ligados e 1 não ligado (gangorra)
Exemplo: SF4
c) 3 pares ligados e 2 não ligados (forma de T)
Exemplo: ClF3
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
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d) 2 pares ligados e 3 pares não ligados (linear)
Exemplo: I3-
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
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Seis pares de elétrons estereoativos
Estrutura Octaédrica (90º) 
a) 6 pares ligados (octaédrico)
Exemplo: SF6
Branco – Par ligado
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b) 5 pares ligados e 1 não ligado (piramidal quadrática)
Exemplo: BrF5
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
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c) 4 pares ligados e 2 pares não ligados (quadrado planar)
Exemplo: XeF4
Branco – Par ligado
Amarelo – Par não ligado
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-
Íon amônio Amônia Íon amida
109º28’
107º 20’
104º 
Figura 1. Ângulos de ligações do H-N-H
PL-PL < PN-PL < PN-PN
PN – Par de elétrons Não ligantes
PL – Par de elétros Ligantes
Intensidade das repulsões:
:
:
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Figura 2. Estrutura e Polaridade de Algumas Moléculas.
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PROPRIEDADES DO ÍONS, MOLÉCULAS E SUAS INTERAÇÕES
Empacotamento iônico
Figura 3. Retículo Cristalino do NaCl
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Figura 4. Interação molecular do CH3Cl 
Interação covalente
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CATEGORIA DAS INTERAÇÕES.
1- Íon – dipolo permanente.
	Comum em soluções com solventes polar e em complexos.
Solvatação:
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)
NaCl(s) → Na+.nH2O + Cl-.nH2O
H2O
H2O
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Figura 5. Interação do NaCl em H2O 
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Formação de Complexo:
Figura 6. Interação do Co3+ com NH3 
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2. Íon - Dipolo Induzido
	Moléculas apolares tornam-se polares na presença de íons.
		I2 + I-  I3- 
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3. Dipolo Permanente – Dipolo permanente
Figura 7. Interação entre molécula polares 
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Ligações de Hidrogênio
	Hidretos formados com os elementos FON têm maior força de interação.
Figura 8. Temperatura de Ebulição de hidretos 
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Figura 10. Estrutura do gelo 
Figura 9. Ligações de Hidrogênio na água 
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4. Dipolo Permanente – Dipolo Induzido
	Molécula de alta polaridade induz polaridade em moléculas apolar. Molécula apolar em solvente polar.
Ex: O2 dissolvido em H2O.
4. Dipolo Induzido – Dipolo Induzido
	Ocorre em alguns sólidos moleculares, são forças fracas e transitórias.
Ex: I2.