3. 1. Introdução
2
• O carbono não libera nem aceita elétrons
prontamente
• O carbono compartilha elétrons com outros átomos
de carbono bem como com diferentes tipos de
átomos
Segundo período da tabela períodica
4. 1. Introdução
3
• Os átomos consistem em um núcleo denso
positivamente carregado rodeado por elétrons.
• Núcleo: Prótons e nêutrons
• Número atômico (Z): número de prótons em seu núcleo
• Número massa (A): a soma de prótons e nêutrons de
um átomo
• Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente
número de massa.
5. 1. Introdução
4
• A mecânica quântica usa a equação matemática do
movimento de onda para caracterizar o movimento dos
elétrons em torno do núcleo.
• As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um
elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde
um elétron tem maior probabilidade de ser encontrado.
• Dos quatro orbitais existentes (s, p, d e f).
s p d
7. 1. Introdução
6
• Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de
energia, com não mais que dois elétrons por orbital,
com spins opostos.
• Os elétrons ocuparão orbitais vazios de mesma
energia antes de serem emparelhados em um
mesmo orbital.
Princípio de exclusão de Pauli
A regra de Hund
8. 1. Valência dos átomos
7
H F ICl Brmonovalente
O
divalente
N
trivalente
C
tetravalente
9. 2. Ligações químicas: Ligação Iônica
8
• Substâncias iônicas são formadas quando um elemento
eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento
eletronegativo.
Cloreto de sódio
11. 2.1. Estrutura de Lewis
10
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar
quais átomos estão ligados entre si e una-os com 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.
12. 2.2. Polaridade das ligações
11
• Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma
extremidade negativa
Momento de dipolo (D) = m = e x d
(e) : grandeza da carga no átomo
(d) : distância entre as duas cargas
Tab. 4: Momentos de dipolo de algumas ligações
H F
-+
13. 2.3. Polaridade da molécula
12
Composto F2 HF LiF
Diferença de
eletronegatividade
4,0 – 4,0 = 0 4,0 - 2,1 = 1,9 4,0 - 1,0 = 3,0
Tipo de ligação Covalente
apolar
Covalente polar Iônica
17. 3. Forma e Estrutura das Moléculas
16
Formas Espaciais Moleculares
18. 3. Forma e Estrutura das Moléculas
17
Existem 5 geometrias principais:
19. 4. Carga Formal
18
N
H
HH
H
P/ o N: 5 - 4= +1
P/ o H: 1- 1= 0
Carga do íon = 4(0) + 1 = +1
A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons
de valência menos o número de elétrons atribuídos ao
átomo na estrutura de Lewis.
A soma das cargas formais em uma molécula somam zero
e em um íon será igual a carga total de um íon.
20. 5. Ressonância
19
No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação
dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem
duas ligações idênticas de caráter intermediário.
O
O
O
O
O
O
21. 5. Ressonância
20
C
O
O O
C
O
O O
C
O
O O
As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula ou íon
real, elas existem apenas no papel.
Conectamos a estrutura por uma seta a molécula real é um híbrido de
todas as estruturas.
Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover
elétrons.
Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas.
22. 5. Ressonância
21
- A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser
prevista para qualquer estrutura contribuinte.
- Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o
híbrido e um sistema descrito por eles tem uma energia de estabilização
grande.
23. 5. Ressonância
22
-Quanto mais estável uma estrutura, maior é a contribuição
para o híbrido.
-Quanto mais ligações covalentes, mais estável ela é. As
estruturas nas quais todos os átomos tem níveis de valência
completo são especialmente estáveis.
-A separação de cargas diminue a estabilidade.
-Os contribuintes com carga negativa em átomos altamente
eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com
carga negativa em átomos menos eletronegativos ou
eletropositivos.
24. 6. Força da ligação
23
A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é
denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto
é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a
reação:
Cl2(g) 2Cl(g).
Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g) C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ
A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de
atomização:
D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como
negativas.
27. 26
Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do
que as ligações simples.
Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais
fortes do que as ligações simples.
Quando o número de ligações entre os átomos aumenta,
os átomos são mantidos mais próximos e mais
firmemente unidos.
6. Força da ligação
28. 7. Modelo RPENV
27
Para determinar o arranjo:
• Desenhe a estrutura de Lewis;
• Conte o número total de pares de elétrons ao redor do
átomo central;
• Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias para
minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas
como um par de ligação.
30. 7. Modelo RPENV
29
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas no
ângulo de ligação
104.5O
107O
N
HH
H
C
H
HH
H
109.5O
O
HH
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
33. 8. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
32
Usamos a TLV:
• As ligações formam quando os orbitais nos átomos se
superpõem.
• Existem dois elétrons de spins contrários na
superposição de orbitais.
37. 36
• Os orbitais usados na formação de ligação determina os ângulos de
ligação e a geometria da molécula.
• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5°
• Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um
do outro (Modelo RPENV).
• O carbono sp3: geometria tetraédrica.
8.1. Orbitais Híbridos
41. 40
• Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.
• Uma ligação tripla consiste de uma ligação duas ligações p.
• O carbono sp: geometria linear.
2s 2p
excitar
2s 2p
hibridizar
sp 2p
8.1. Orbitais Híbridos
42. 8.1. Orbitais Híbridos
41
• Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação .
• Quanto maior a densidade eletrônica na região de
superposição dos orbitais, mais forte é a ligação.
• Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação.
• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.
C C C C C C
1,54Å 1,34Å 1,20Å
109,5º<120º<180º
44. 9. Teoria do Orbital Molecular
43
Orbitais moleculares:
• Cada um contém um máximo de dois elétrons;
• Têm energias definidas;
• Podem ser visualizados com diagramas de contorno;
• Estão associados com uma molécula como um todo;
• A quantidade de OAs que se superpõem é a mesma de
OMs que se formam.
45. 9. Orbitais Moleculares
44
• Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo.
• Ligação : formada pela superposição de dois orbitais s.
46. 9. Teoria do Orbital Molecular
45
A molécula de hidrogênio
52. 12. Forças Intermoleculares
51
• Quanto maior as forças intermoleculares entre as
moléculas, maior será o ponto de ebulição da
substância.
Forças de van der Waals
Interação dipolo–dipolo
Ligações de hidrogênio
53. 12. Forças Intermoleculares
52
- Forças de Dispersão de London
• O ponto de ebulição de uma substância aumenta com o
aumento nas forças de van der Waals.
• Polarizabilidade : capacidade de os elétrons responderem a uma
mudança de campo elétrico. Elétrons mais ou menos fortemente
presos (F<Cl<Br<I).
Dipolos temporários
56. 12. Forças Intermoleculares
56
• Uma ligação de hidrogênio é um tipo especial de interação dipolo–dipolo
CH3CH2 O H O
H
CH2CH3
.........
• Uma ligação de hidrogênio forte: O, N ou F.
• P.E. álcool etílico: +78,5 °C
• P.E. éter dimetílico: -24,9 °C
Ligação de Hidrogênio
