Teoria das ligações químicas

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ESTRUTURA DA MATERIA 
as ligações químicas classificam-se em:
ligações intramoleculares: 
- ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”;
- responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos;
- são elas: iônica, covalente e metálica.
ligações (ou forças) intermoleculares: 
- ocorrem entre as “moléculas”;
- responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos;
- são elas: íon-dipolo; dipolo-dipolo, dipolo-induzido e ligação de hidrogênio.
Ligações intramoleculares 
Ligação química: 
é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos formando as moleculas e estruturas da materia
 
Tipos de ligação química
Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal.
Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
Teoria de
Lewis
Teoria dos orbitais
Moleculares -TOM
Teoria da ligação
de valência -TLV
Teoria do campo 
cristalino - TCC
Teorias das ligações químicas
A regra do octeto e Estruturas de Lewis
A regra do octeto
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. 
A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).
Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Enxofre
Números de Valencia
S2- 8 e0-
SO2 8 e0-
SO3 8 e0- 
regra do octeto: “numa ligação química um átomo tende a 
ficar com oito elétrons na última camada (config.eletrônica se-
melhante a de um gás nobre)”.
 
F
Na
+
[Na]+[ ]-
F
LIGAÇÃO
IÔNICA
F
+
F
F F
LIGAÇÃO
COVALENTE
Estruturas de Lewis
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:
Símbolos de Lewis
Símbolos de Lewis
Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Símbolos de Lewis
Configurações Eletrônicas dos
Elementos
Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com o número necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível.
As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável:
Mg: [Ne]3s2
Mg+: [Ne]3s1		não estável
Mg2+: [Ne]		estável
Cl: [Ne]3s23p5
Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] 	estável
Símbolos de Lewis
Exceções à regra do octeto
Existem três classes de exceções à regra do octeto:
moléculas com número ímpar de elétrons;
moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons
Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. 
Símbolos de Lewis
Exceções à regra do octeto
Deficiência em elétrons
Relativamente raro.
As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
O exemplo mais típico é o BF3.
Símbolos de Lewis
Exceções à regra do octeto
Expansão do octeto
Esta é a maior classe de exceções.
Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto.
Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Pode acomodar 10 ou 12 elétrons ou até mais.
Enxofre
Números de Valencia
PH3 8 e0-
PCl5 10 e0-
Formas Moleculares, a sua Estrutura Eletrônica e Geometria Molecular 
Estrutura Eletrônica
O arranjo geométrico mais estável de pares eletrônicos é aquele em que as repulsões entre os pares são mínimas.
Modelo de repulsão de pares de elétrons na camada de valência (RPECV ou VSEPR)
As repulsões entre os pares de elétrons de ligação e de elétrons de pares isolados de um átomo faz com que eles estejam o mais afastados possível.
BeF2
BF3
CF4
PF5
SF6
Distribuição dos elétrons 
O arranjo eletrônico de uma molécula é a geometria tridimensional de um arranjo de ligações e pares isolados ao redor do átomo central.
Fórmula “VSEPR” genérica: AXnEm, 
onde A= átomo central
	X= átomo ligado
	E= par isolado
Ex: BF3 Três átomos de flúor ligados e nenhum par isolado em B, portanto é AX3.
Número de total de pares eletrônicos (solitário + compart.)
Número de pares solitário
Geometria Molecular
2
0
Linear
3
0
Trigonal Planar
4
0
Tetraédrica
4
1
Pirâmide Trigonal
4
2
Angular
5
0
Bipirâmide Trigonal
5
1
Gangorra
5
2
Forma T
5
3
Linear
6
0
Octaédrica
6
1
Pirâmide Tetragonal
6
2
Quadrado Planar
Geometria Molecular Piramidal Triangular
Fórmula VSEPR: AX3E
Geometria Tetraédrica
AX4 = sem par isolado
Qual é a fórmula “VSEPR” genérica desta molécula?
Geometria é _________.
Dê as geometrias das moléculas:
Octaédrica
Gangorra
Forma T
Linear
Ligação múltipla contribuem para a geometria molecular como se fossem uma única ligação.
180o
Polaridade das Moléculas
Linear
A molécula polar é uma molécula com momento de dipolo () diferente de zero.
Ex1: BeCl2
Geometria:_______
Ligação covalente polar
Molécula Apolar
Linear
Ex2: BF3
Ligação covalente ________
Molécula é ___________
Ex3: CH3F e CH2F2
Ligação covalente ________
Molécula é ___________
Polar
Apolar
Polar
Polar
GEOMETRIA MOLECULAR:
* é a forma espacial das moléculas (orientação dos átomos no espaço);
* primeiramente, deve-se montar a estrutura de Lewis da molécula:
1) Somar o número de elétrons da camada de valência de cada átomo; 
2) Escolher o átomo central (geralmente o menos eletronegativo) e fazer uma ligação para cada átomo ligante;
3) Completar o octeto dos átomos ligantes.Os pares que sobrarem são colocados no átomo central;
4) Faça a pergunta: Todos os elementos têm o octeto completo?
5) Completar o octeto do átomo central, formando ligações duplas e triplas.
6) Se o átomo central for um elemento do 3º período em diante, observar a hipervalência;
7) Determinar a geometria através da T.R.P.E.C.V.:(teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência)
“os pares de elétrons, ligantes e não ligantes, de uma molécula se interagem e se dispõem espacialmente de modo que a repulsão entre eles seja a menor possível.”
TIPO
FORMA DA MOLÉCULA
GEOMETRIA MOLECULAR
ÂNGULO
LIGAÇÕES
EXEMPLO
AX2E
angular
variável
SO2
O3
AX2E2
angular
variável
H2O
AX3E
piramidal
variável
NH3
PCl3
AX4E2
quadrado planar
90°
XeF4
AX5E
pirâmide de base quadrada
90°
IF5
Orbitais atômicos
“um átomo isolado apresenta propriedades bem diferentes 
do que quando se encontra ligado a outro(s) átomo(s)”.
 
 orbitais eletrônicos orbitais eletrônicos
 não-ligantes ≠ ligantes
 (átomo isolado) (átomo ligado a outro)
Orbitais s e p
Orbitais d
Orbitais f
Relação entre a tabela periódica e Orbitais atômicos
Ligação química e Orbital moleculres
Ligação química de Orbital s e s
Ligação química de Orbital s e p
Ligação química de Orbital p e p
Hibridização de orbitais
HIBRIDIZAÇÃO :
Mistura de orbitais atômicos (OA) com energias semelhantes, dando origem a novos OAs com energia com valor intermediário com relação aos valores dos orbitais
atômicos originais.
 Os orbitais híbridos são formados de maneira a minimizar a energia da molécula. Afasta as nuvens eletrônicas. Determinante para a geometria molecular.
 Alguns OAs podem permanecer na forma pura.
 Alguns híbridos podem não participar de ligações, mantendo pares de elétrons isolados.
 Orbitais híbridos só participam de ligações sigma. Estas ligações podem ser realizadas com outro OA híbrido ou com um OA puro.
 Serão formados tantos orbitais híbridos quantos forem os OAs puros que se envolveram no processo.
HIBRIDIZAÇÃO SP3 :
48
HIBRIDIZAÇÃO SP2 :
49
HIBRIDIZAÇÃO SP :
50
Energia e formação
 de ligação química
“um sistema sempre caminha, naturalmente, para um 
estado de menor energia e maior estabilidade”.
 
Orbitais moleculares
Porque o orbital anti ligante não esta na figura?
 
Orbitais moleculares
Porque o orbital anti ligante não esta na figura?
 
RESSONÂNCIA
RESSONÂNCIA:
* moléculas que não são expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis 
 
* todas as estruturas são idênticas (mesma energia)
 ou
sabe-se que: O-O : 1,475 Å O=O : 1,207 Å
mas a ligação oxig.-oxig. no ozônio: 1,278 Å
O
O
O
O
O
O
* Como explicar? Elétrons delocalizados 
* mais exemplos: 
NO3- (N=O: 1,2 A°; N-O: 1,4 A°; NO3-: 1,24 A°)
no benzeno:
 estruturas canônicas híbrido de ressonância
(C-C: 1,54A°; C=C: 1,34A°; benzeno: 1,39A°)
IMPORTANTE: a ressonância é uma mistura das estruturas individuais de Lewis e não uma alternância entre as mesmas.
*
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Chem547, Supramolecular Chemistry, Rice, 2006