Ligações Covalentes

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LIGAÇÕES COVALENTES
 Ligações covalentes
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Orbitais moleculares
Pode acomodar no máximo 2 elétrons 
( de spins contrários)
Estão associados com a molécula como um todo e não com um único átomo
Teoria do OM
Molécula de hidrogênio, H2
Princípio da exclusão de Pauli
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Orbitais moleculares
Molécula de hidrogênio, H2
Sempre que dois OA superpõem-se formam-se dois OM;
OM de mais baixa energia
Concentra densidade eletrônica entre os dois núcleos de hidrogênio
Orbital molecular ligante - σ
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Orbitais moleculares
Molécula de hidrogênio, H2
OM de mais alta energia
MUITO POUCA densidade eletrônica entre os dois núcleos de hidrogênio
Orbital molecular antiligante- σ*
OA cancelam-se na região entre os núcleos
Um elétron no OM antiligante é repelido da região de ligação e é menos estável que o OA 1s de um átomo de hidrogênio. 
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Orbitais moleculares
OM sigma antiligante – σ*
OM sigma ligante - σ 
Molécula de H2
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Orbitais moleculares
Diagrama de níveis de energia 
Diagrama de OM
Molécula de H2
Elétrons que ocupam OM ligantes 
Elétrons ligantes 
Mais baixa energia
Molécula de H2 é mais estável que os átomos de H
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Orbitais moleculares
Diagrama de orbital molecular
Molécula hipotética He2
A diminuição de energia dos dois elétrons no OM ligante é anulada pelo aumento de energia dos dois elétron no OM antiligante
Orbitais Moleculares
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Ordem de ligação
Na teoria do orbital molecular a estabilidade de uma ligação covalente está relacionada com sua ordem de ligação : 
Orbitais Moleculares
OL = ½(n° de elétrons ligantes – n° de elétrons antiligantes)
OL H2 = ½(2-0) = 1
OL He2 = ½(2-2) = 0 - ligação inexistente
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Ordem de ligação
Qual é a ordem de ligação no íon He2+ 
Orbitais Moleculares
Ordem de ligação = ½(2-1) = ½
Faça o diagrama de níveis de energia para o íon : 
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Moléculas diatômica dos 2º período
Moléculas diatômicas homonucleares (compostas de dois átomos idênticos);
Os átomos do 2° Período têm orbitais de valência 2s e 2p ; precisamos considerar como eles interagem para formar OMs.
Orbitais Moleculares
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Teoria dos Orbitais moleculares
Combinação linear de orbitais atômicos dos átomos envolvidos em uma ligação.
O resultado desta combinação são orbitais moleculares, ou seja, pertencem a toda a molécula.
A combinação pode ser construtiva ou destrutiva gerando orbitais moleculares ligantes e anti- ligantes, respectivamente.
Orbitais Moleculares
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 Orbitais moleculares ligantes
Aumenta a densidade eletrônica na região internuclear
 Orbitais moleculares antiligantes
Redução da densidade eletrônica na região internuclear
 Orbitais moleculares não ligantes
São orbitais atômicos, não participando da formação da ligação.
Teoria dos Orbitais moleculares
Orbitais Moleculares
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Regras para formação de O.M.
1º Número de O.M.s formados é igual ao número de O.A. combinados;
2º Os orbitais atômicos se combinam mais efetivamente com outros orbitais atômicos de energia similares;
3º A eficiência com a qual dois O.A. se combinam é proporcional à região de sobreposição entre eles.
Orbitais Moleculares
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4º Cada OM só pode acomodar no máximo 2 elétrons com spins emparelhados. (Princípio de Exclusão de Pauli)
5º Quando os O.M.s de mesma energia são ocupados com um elétron em cada orbital (com o mesmo spin) antes de ocorrer emparelhamento (Regra de Hund)
Regras para formação de O.M.
Orbitais Moleculares
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Orbitais Moleculares
O lítio é o primeiro elemento do segundo período, tem configuração eletrônica 1s22s1. 
O orbital 1s do átomo de Li interage apenas com o orbital 1s do outro átomo de Li( regra 2);
Combinação de 4 OA produzem 4 OM (Regra 1);
Os orbitais 1s de Li combinam-se para formar os OMs ligantes e antiligantes;
OL = ½(4-2) = 1 em concordância com a estrutura de Lewis;
A ligação simples deve-se à interação dos orbitais de valência 2s nos átomos de Li.
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ORBITAL DEGENERADO
ORBITAL DEGENERADO
MESMA ENERGIA
ORBITAIS ATÔMICOS 2p
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Diagrama de níveis de energia
OMs para moléculas homonucleares do 2° Período da tabela periódica:
Os OAs 2s têm menor energia que OAs 2p;
A superposição de dois orbitais 2pz é maior que a dos dois orbitais 2px e 2py; 
Os OM π e π* são duplamente degenerados;
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Configurações eletrônicas
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Configuração eletrônica e 
Propriedades moleculares
Paramagnético
Moléculas com um ou mais elétrons desemparelhados são atraídas por um campo magnético.
Diamagnético
Substâncias que não possuem elétrons desemparelhados são fracamente repelidas por um campo eletromagnético.
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Configurações eletrônicas
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Determine as seguintes propriedades de O2+: 
N° de elétrons desemparelhados;
Ordem de ligação;
Exercício: 
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o íon possui 11 elétrons de valência, um a menos que O2. Tendo apenas um elétron desemparelhado.
OL = ½(8-3) = 2 ½ 
Resposta: 
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Moléculas diatômicas heteronucleares:
A molécula de NO controla várias funções importantes no organismo, pois a usa para relaxar os músculo, matar células estranhas e reforçar a memória.
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Parei aqui Eng. Metalúrgica (24-05-2017)
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