Aula Ligaçoes Quimicas

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
*
*
G.N. Lewis
 Ligação Química
 Elétrons de Valência
 Regra do Octeto
 Símbolos de Lewis
*
*
*
Representação de Lewis
O ÁTOMO TENDE A GANHAR, PERDER OU COMPARTILHAR ELÉTRONS
*
*
*
ESTRUTURA DE UM COMPOSTO IÔNICO
ESTRUTURA TRIDIMENSIONAL
ARRANJO REGULAR
EMPACOTAMENTO MÁXIMO
*
*
*
DADOS DE ENERGIA RETICULAR PARA 
COMPOSTOS IONICOS
*
*
*
Ligação Covalente
Estruturas de Lewis
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número 
de pares de elétrons compartilhados aumenta.
*
*
*
Ligação Covalente
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
Variação Gradual das Propriedades
*
*
*
Estruturas de Lewis em compostos polinucleares
Some os elétrons de valência de todos os átomos.
Escreva os símbolos do elemento central (menos eletronegativo) e una-o aos demais através uma ligação simples. 
Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.
Para escolher entre estruturas diferentes, deve-se utilizar o coneito de carga formal.
*
*
*
CARGA FORMAL
A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
A estrutura mais adequada para representar um composto deve conter:
Os elementos com a menor carga formal possível; e
Os elementos mais eletronegativos com carga formal negativa
*
*
*
Estruturas de ressonância
*
*
*
Ligação Covalente
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.
*
*
*
ESTRUTURA ESPACIAL
SIDGWICK-POWELL em 1940 relacionaram a estrutura espacial com número de elétrons de valência
*
*
*
ESTRUTURA ESPACIAL
Gillespie e Nyholm em 1957, consideraram a diferença de 
repulsão dos pares de elétrons isolados e a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos ligados
par isolado-par isolado > par isolado-par ligante > par ligante-par ligante.
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
Polaridade Molecular
*
*
*
Teoria de Ligação de Valência
Linus Pauling
*
*
*
TLV
*
*
*
HIBRIDAÇÃO
Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para adotarem uma geometria adequada para a ligação com a aproximação entre os átomos;
A hibridização vai depender dos orbitais de valência do átomo e do número de ligações a serem formadas (arranjo espacial)
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
Ligações Múltiplas
Ligações : a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os núcleos.
Todas as ligações simples são ligações .
Ligações : a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do plano dos núcleos.
Uma ligação dupla consiste de uma ligação  e de uma ligação .
Uma ligação tripla tem uma ligação  e duas ligações .
Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações  vêm de orbitais não-hibridizados.
*
*
*
*
*
*
*
*
*
Ligações p deslocalizadas
*
*
*
Teoria do Orbital Molecular
Alguns aspectos da ligação não são explicados pelas estruturas de Lewis, pela teoria da RPENV e pela hibridização. (Por exemplo, por que o O2 interage com um campo magnético?; por que algumas moléculas são coloridas?)
Do mesmo modo que nos átomos, os elétrons são encontrados em orbitais atômicos, nas moléculas, os elétrons são encontrados nos orbitais moleculares.
*
*
*
Teoria do Orbital Molecular
Moléculas Homonucleares
*
*
*
Teoria do Orbital Molecular