Ligações químicas – parte II

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Ligações químicas – parte II
Prof.ª Ana Paula
Formas espaciais moleculares
Estrutura de Lewis = 
disposição espacial correta?
ou
Átomos de cloro formam vértices de um tetraedro
Formas espaciais moleculares
Ângulos e comprimentos de ligação definem a forma espacial de uma molécula
É possível prever as formas espaciais quando “A” é um elemento do bloco p
Modelo da repulsão dos pares eletrônicos do nível de valência - RPENV
Par não-ligante
Pares ligantes
Par ligante e par não-ligante = 
domínio de elétron
Melhor disposição = menor repulsão entre domínios 
eletrônicos
http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/7344/1880154.cw/index.html
Formas espaciais de moléculas
Formas espaciais de moléculas maiores
Forma espacial e polaridade molecular
O momento de dipolo total (μ) de uma molécula é a soma dos seus dipolos de ligação. 
μ dependente polaridade e geometria molecular 
Forma espacial e polaridade molecular
Praticando: Determine se as seguintes moléculas são polares ou
apolares: BrCl, SO2 e SF6.
Ligação covalente e superposição de orbitais - TLV
Ligação entre 2 átomos é formado quando um par de elétrons é
compartilhado por dois orbitais atômicos parcialmente preenchido e estes
são superpostos;
TLV e hibridização
• Orbitais atômicos simples de um mesmo átomo
interagem (“misturam-se”) uns com os outros
para gerar orbitais atômicos híbridos com
novos formatos e novas propriedades direcionais
– justificação para geometria molecular;
• Orbitais híbridos - produzem melhores
superposições de orbitais e quanto maior a
superposição de orbitais durante a formação de
uma ligação covalente, mais forte será a ligação;
• Orbitais híbridos - ligações mais fortes, mais
estáveis do que seria possível se apenas orbitais
atômicos simples participassem do processo;
Orbitais híbridos sp
Hibridação do átomo de Berílio (Be) - neste caso, um orbital s interage com um orbital p para 
produzir dois orbitais híbridos sp.
Orbitais híbridos sp2
Hibridação do átomo de Boro (B) - neste caso, um orbital s interage com dois orbitais
p para formar três orbitais híbridos sp2.
Orbitais híbridos sp3
Hibridização do átomo de Carbono (C) - neste caso, um orbital s interage com três 
orbitais p para formar quatro orbitais híbridos sp3.
TLV- Ligações múltiplas
Sobreposições frontais originam ligações simples, também chamadas de ligações sigma (σ)
Sobreposições laterais originam ligações múltiplas, também chamadas de ligações pi (π)
TLV- Ligações múltiplas
Ressonância
Ligação metálica
Os metais são formados por um único elemento e apresentam estrutura geométrica bem definida.
Teoria dos elétrons livres ou nuvem de elétrons
Os metais são constituídos por um retículo de
esferas rígidas (íons positivos);
Imersos num gás de elétrons de valência que
podem se mover através dos interstícios existentes
no retículo;
Explica a condutividade elétrica, o brilho metálico e
a condutividade térmica.
Teoria dos elétrons livres ou nuvem de elétrons
• Brilho metálico - Elétrons absorvem energia luminosa e saltam ao nível mais
externo (estado excitado). No retorno ao estado fundamental, reemitem a
energia absorvida na forma de luz;
• Condutividade elétrica - Decorre do movimento dos elétrons, os quais estão
livres na superfície do metal;
• Condutividade térmica - Relaciona-se com a energia cinética adquirida com o
aquecimento. Na região onde ocorre o aquecimento direto, os elétrons adquirem
maior energia cinética, que passam a colidir com os elétrons da vizinhança e
transferir parte da energia térmica adquirida.
Por hoje é só!!!!