PROPRIEDADES DO CARBONO

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ESTRUTURAS DAS MOLÉCULAS
Teoria VSEPR - modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
Ronald Gillespie (1940)
Teoria da Ligação de Valência
Walter Heitler, Fritz London, John Slater e Linus Pauling (1925 e 1930) 
Teoria dos Orbitais Moleculares
John E Lennard-Jones (1929)
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Teoria da Ligação de Valência
Ligações Sigma ( s) e Pi (p)
Hibridação dos Orbitais
Hibridação em Moléculas
Características das ligações duplas
Essa teoria foi desenvolvida entre 1925 e 1930 por Walter Heitler, Fritz London, John Slater e Linus Pauling 
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Orbitais atômicos 	s e p
 s
 px pz py
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Configuração Eletrônica
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s
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Energia relativa dos orbitais atômicos
Átomo de boro
Átomo de carbono
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Ligação covalente
Molécula do hidrogênio
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Ligação covalente
Molécula de fluor
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Orbitais moleculares sigma (σ) formados
com orbitais p
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Orbitais moleculares π formadas com orbitais p
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Orbitais híbridos sp
átomo de Be
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Orbital sp
Um orbital sp
Dois orbitais sp
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Molécula de BeCl2
Ligação σ: orbitais sp do Be e p do Cl
Molécula linear
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Hibridização sp do carbono
Dois orbitais híbridos sp
Dois orbitais p
Cada orbital contém um elétron
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Hibridização sp do carbono
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Molécula do acetileno
linear
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Orbitais híbridos sp2
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Orbitais híbridos sp2
Um orbital sp2
Três orbitais sp2 
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Molécula de BF3
Molécula plana
Trigonal planar
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Hibridização sp2 do Carbono
Três orbitais sp2
Um orbitral p
Cada orbital com um elétron
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Hibridização sp2 do Carbono
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Molécula do etileno:
planar
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Orbitais híbridos sp3
Quatro orbitais sp3
Cada orbital com 1 elétron
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Orbitais híbridos sp3
Um orbital sp3
Quatro orbitais sp3
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Molécula do metano
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Molécula CH4
Tetraedro
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Molécula da Amônia
Um par de elétrons não compartilhados
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Molécula da água
Dois pares de elétrons não compartilhados
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Comparação dos ângulos de ligação
Compressão dos ângulos de ligação causada pelos pares de elétrons não compartilhados.
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Polaridade das ligações
Eletronegatividade: F > O > Cl, N > Br > C, H
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Polaridade das moléculas
Momento de dipolo
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Forças intermoleculares
Interação dipolo-dipolo
Entre moléculas polares
Ex: pontes de hidrogênio
Forças de van der Waals
OBS: não existe ponte de Hidrogênio com:
Entre moléculas apolares
Dipolos induzidos na superfície das moléculas
Interação mais fraca
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Influência das forças intermoleculares
Pontes de hidrogênio aumentam o ponto de ebulição
Ex: p.e. H2O é 160 oC maior que H2S
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Importância da ponte de hidrogênio no DNA 
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Temperaturas de ebulição e fusão dos alcanos
Relacione as interações de van der Walls com os pontos de ebulição (B.p.)
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Forças interiônicas
São interações mais fortes que as intermoleculares
Geralmente as temperatura de fusão e de ebulição são mais altas para os compostos iônicos
Os líquidos iônicos são excessões
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Homólise vs Heterólise
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Solubilidade
Solutos iônicos são bem dissolvidos em solventes polares.
Ex. NaCl em H2O.
Solutos não iônicos polares – são dissolvidos em solventes polares
Solutos não iônicos apolares – são dissolvidos em solventes apolares
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Ácidos e Bases
Conceito de Lowry-Bronsted
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Ácidos e Bases
Conceito de Lewis
Variação da acidez de HX com a eletronegatividade de X
Variação da acidez de HX com o tamanho do átomo X