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Capitulo 1:
estrutura atomica e ligações
Cronologia dos modelos atômicos

1807 – Dalton:
   Teoria Atômica: átomo indivisível e indestrutível e sem
     carga.

1817 – Thomson
   Propriedade ondulatória dos elétrons.

1911-1919 – Rutherford
   Átomos têm carga positiva concentrada em um
     pequeno núcleo.

1920-1922 – Bohr:
   Elétrons são confinados em órbitas em níveis de
    energia organizados e propriedades quimicas dos
    elementos eras definidas pelo nível mais externo de
    energia.
Estrutura atômica: o núcleo
Um átomo consiste de um núcleo denso
 de diâmetro 10-14 - 10-15 m carregado
 positivamente por a presencia de
 protóns (+) e de outras particulas
 subatomica denominada nêutrons.

O núcleo (nêutrons+ protóns ) concentra
  maior parte da massa do átomo.

Um espaço extranuclear, diâmetro 10-10 m,
 é rodeado por elétrons negativamente
 carregados.
                                                    10-10 m = 1 Å = 0,1 nm
Pelo fato de um átomo ser neutro na
 totalidade: a quantitade de protóns no
 núcleo e a quantititade de elétrons
 negativos em volta do núcleo é a
 mesma.

      Número atômico (Z): indica o número de prótons no núcleo do atomo.
Número de massa (A): indica o número total de prótons mais nêtrons no seu núcleo.
Estrutura atômica: orbitais
    Como os elétrons estão distribuidos em um átomo?

      Os orbitais em um átomo são organizado em diferentes camadas, ou níveis eletronico,
                          tamanho e energia sucessivamente maiores.




                                                      Cada nivel pode contener 2n2 elétrons
                                                                (n = 1, 2, 3, 4, ...)




   Camadas diferentes contêm diferentes números e tipos de orbitais,
e cada orbital dentro de um nivel pode ser ocupados por dois elétrons.
Estrutura atômica: orbitais
 Como os elétrons estão distribuidos em um átomo?




  (n=1) O primero nível contém um unico orbital s, denominado 1s,
                      com apenas 2 elétrons.

(n=2) O segundo nível contem um orbital 2s e três orbitais 2p (2px,y,z),
              assim acomoda um total de 8 elétrons.

(n=3) O tercero nível contem um orbital s (3s), três orbitais p (3px,y,z) e
      cinco orbitais d (3d) com capacidade total de 18 elétrons.

                   Cada nivel pode contener 2n2 elétrons
                              (n = 1, 2, 3, 4, ...)
Estrutura atômica: orbitais
De acordo com o modelo da mecânica quântica, o comportamento de um elétron especifico de
um atomo pode ser descrito por uma expressão matematica chamada de equação de onda.
A solução de uma equação de onda é denominada função de onda, ou orbital, descrita pela
letra grega psi, Ψ.
O quadrato da função de onda, Ψ2, no espacio tridimensional, o orbital descreve o volume
de espaço em torno o núcleo que um elétron está mais propenso a ocupar.
Essa é uma probabilidade geometrica de encontrar um elétron em uma posição em torno
o núcleo. Vocês podem pensar em um orbital como uma fotografia do elétron sendo
tirada a uma velocidade lenta do obturador da câmara.


            Qual é a aparência de um orbital?
     Existem quatro tipos diferentes de orbitais, denominados:
                                       s, p, d, f
     Orbitais S: Esféra com o núcleo em seu centro
     Orbitais p: Duas esferas sem tocando, têm a forma de halteres
     Orbitais d: 4 dos 5 orbitais d têm o formato de uma folha de trevo. O quinto orbial d
     possui a forma de um halteres alongado com uma argola ao redor do seu centro.
Qual é a aparência de um orbital?
Existem quatro tipos diferentes de orbitais, denominados:
                                 s, p, d, f
Orbitais S: Esféra com o núcleo em seu centro
Orbitais p: Duas esferas sem tocando, têm a forma de halteres
Orbitais d: 4 dos 5 orbitais d têm o formato de uma folha de trevo. O quinto orbial d
possui a forma de um halteres alongado com uma argola ao redor do seu centro.
Orbitais atômicos: 1S e 2S
Orbitais atômicos 2px 2py 2pz
Os três diferentes orbitais p en um mesmo nível são orientados
    ao longo dos direcionamentos perpendiculares x, y e z.
Regra 1- princípio de Aufbau
Os orbitais de menor energia são preenchidos primeiramente de acordo
com a ordem 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d.
Observe que o orbital 4s está situado entre os orbitais 3p e 3d em
termos de energia. Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energia
são preenchido primeiro.


Regra 2- Princípio de exclusão de Pauli
Somente dois elétrons podem ocupar um orbital e eles devem ter spin
opostos.
Os elétrons agem como se estivessem girando en torno de um eixo, da
mesma maneira que a terra gira. O spin tem duas orientações,
denominada para cima (Spin ↑) e para baixo (Spin ↓).

Regra 3- Regra de Hund
Se dois ou mais orbitais vazios de mesma energia estão disponíveis, um
elétrons ocupa cada um com os spins paralelos até que todos os orbitais
estejam ocupados pela metade.
Regra 2- Princípio de exclusão de Pauli




  Acoplamento do spin opostos
Problema- Escreva a configuraçao eletronica do estado fundamental
              de cada um dos seguiente elementos.
Princípio da edificação: Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energia são
preenchido primeiro.

Princípio da exclusão de Pauli: No máximo dois elétrons com spins emparelhados pode ser
colocado em cada orbital.

 Regra de Hund: Um elétron é adicionado a cada orbital degenerado antes de um segundo elétron
ser adicionado.




        [B]           [C]             [N]          [O]              [F]         [Ne]

                                     [Si] e [Se]
Configuração eletrônica do estado fundamental
               de alguns elementos




O hidrogênio tem apenas um elétron que deve ocupar o orbital de mais baixa energia.
                              [H] Configuração 1S1
     O carbono possui 6 elétrons e a configuração do seu estado fundamental é
                [C] Configuração 1S2 2S2 2px1 2py1 = [He] 2S2 2p2
Por que os átomos se ligam?



1904 – Modelo de Thomson

  Ligação química seria formada quando dois átomos
  trocam ou transferem elétrons entre si.



        A descoberta do elétron
Por que os átomos se ligam?
Os átomos se ligam uns aos otros porque o composto
que resulta disso têm energia mais reducida, e portanto,
      mais estável, do que os átomos separados.

A energia, (em forma de calor) sempre flui para fora do
    sistema quimico quando uma ligação se forma.
  De modo inverso, a energia deve ser colocada no
      sistema para quebrar uma ligações química

         Fazer ligações sempre libera energia e
       quebrar as ligações sempre absorve energia.
Ligações químicas

A regra do octeto:

 - Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica de
um gás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons
(configurações altamente estáveis);
 - Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valência
de 8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo;
 - Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada de
valência de 2 elétrons
 - Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligações
iônicas ou covalentes
Por que os átomos se ligam e como as ligações
      podem ser descritas eletronicamente?
     Sim, porque a Reatividade Química depende dos életrons

Nível de valência: ultima camada ocupada por életrons

   életrons de valência: életrons no nível de valência
interesados na formação das ligaçãoes e das reacções.

Estruturas de Lewis, ou estruturas de pontos
   - O simbol do elemente representa o núcleo e os
           életrons nos níveles mais internos;
    - Os pontos representan os életrons de valência.
Estruturas de Lewis
em que os elétrons de valência de um átomo são
          representado por pontos.
Ligações químicas por o modelo de Lewis
A regra do octeto:

Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica de um
gás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons
(configurações altamente estáveis);

 Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valência de
8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo;

 Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada de
valência de 2 elétrons.
Estruturas de pontos
Estruturas de Lewis e Kekulé




       Um átomo de Carbono                Este átomo de Carbono também
isolado possui 4 elétrons de valência     possui 8/2=4 elétrons de valência




 Uma ligação covalente usual é formada quanda cada átomo doa um elétron
Estruturas de pontos
      Estruturas de Lewis e Kekulé



Uma ligação   Duas ligações   Três ligações   Quatro ligações
Come scrivere strutture di Lewis
                             Determinare il numero di elettroni di valenza
                                Determinare la disposizione degli atomi
                                 Legare gli atomi con legami semplici
  Posizionare i rimanenti elettroni in modo tale che ogni atomo abbia il guscio di valenza completo
                  Rappresentare le coppie di elettroni di legame con un trattino (—)
 Rappresentare le coppie non condivise (doppietti solitari, elettroni di non legame) con una coppia di
                                                punti ( : )
Legame semplice: una coppia condivisa; legame doppio: due coppie condivise; legame triplo: tre coppie
                                                condivise
Excessão da regras do octeto:
Moleculas com atomos (B e Al) do grupo 3A (13)


                                 6 electrons in the
                      :
                      :F:




                                                                   :
                              valence shells of boron              : Cl :
                                   and aluminum
            : :




                                                        : :
            :F    B                                     :Cl   Al
                      :F :                                         : Cl :
                      :




                                                                   :
          Boron trifluoride
Excessão da regras do octeto:



Molecole con atomi del terzo periodo. Hanno orbitali 3d e possono espandere il
             loro guscio di valenza per contenere più di 8 elettroni
                         Il fosforo può avere 10 elettroni di valenza




                                              :
                                    : : : :   :C l:                  :O :



                                                      : : : :
                                    :C l                C l:
                 :




                                                                  : :

                                                                         :
            C H3 -P - CH 3                    P                 H - O - P- O - H




                                                                            :
                  CH 3               :C l             C l:              O-H




                                                                        :
             Trimethyl-             Phosphorus                  Phosphoric
             phosphine             pentachloride                   acid
Excessão da regras do octeto:



Lo zolfo (3° periodo) forma composti in cui il guscio di valenza ospita 8, 10, o
                                12 elettroni




                                    :O:                 :O:
                :




                                                     :

                                                           :
             H-S-H            C H3 - S- C H3      H-O-S-O-H
                :




                                                     :

                                                           :
                                    :


                                                        :O :

            Hydrogen            Dimethyl             Sulfuric
             sulfide            sulfoxide              acid
Ligação covalente
                         Ligação covalente                       Ligação iônica
                                                   polare




 Uma ligação covalente usual è formada quando cada
átomo doa um elétron, pode-se considerara que cada
     um dos àtomos “possui’ um dos elétrons.
Ligações químicas
    Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligações
                          iônicas ou covalentes

        Um átomo que ganha elétrons torna-se um ânion
        Um átomo que perde elétrons torna-se um cátion

         Atração eletrostática entre um ânion e um cátion
             forma um solido iônico (ligação iônica)

  Um átomo, liga-se a outro átomos, não pelo ganho ou perda de
elétrons, mas por compartilhar destes e completar o nível de valência
        forma uma molecula covalente (Ligação covalente)

 Ao conjunto neutro de átomos unidos uns aos outros por ligações
              covalentes dá-se o nome de molécula.

   Ligações parzialmenti iônicos ou covalente são denominados
                  ligações covalente polares.
A eletrenegatividade aumenta na tabel periódica da esquerda
para a dereita (no periodo) e de baixo para cima (no grupo)
Ligação Iônica
                                            ••                        ••
                                                                 +             -
                                 Na    +     F                  Na    F




                                                 ••




                                                                     ••

                                                                          ••
                                            ••                        ••




O metais alcalinos no grupo 1A (1):
  atigem a configuração de gás nobre perdendo seu único elétron s do seu nível de valencia para
  formar um cátion.
Os halogênios no grupo 7A (17):
  atingem a configuração de gás nobre ganhando um elétron p para preencher seu nível de
  valencia, portanto, formando um ânion.
              Na(1s22s 22p63s1 ) + F(1s 22s2 2p5 )                   Na+(1s2 2s22p6) + F-(1s2 2s2 2p6 )


  Para formar Na+F- um elétron 3s do átomo Na tem transferido
            no orbital 2p parzialemente ocupado do F
                                                      ••                            ••
                                                                           +                 -
                                       Na        +     F              Na            F
                                                           ••




                                                                                   ••

                                                                                        ••
                                                      ••                            ••


  os ion se forman se a diferencia de eletronegatividade è 1.9 o maior (indicativamente):

                              exemplo: sodio (en 0.9) e fluoro (en 4.0)
  No cloreto de sódio: Na trasferiu um elétron para o cloro para formar os íons Na+ Cl-
Resumo - Ligação Iônica


- Formação de íons através da perda ou ganho de elétrons;

- Força de atração entre íons com cargas opostas;

- Ocorre com átomos com alta diferença de eletronegatividade.
Problema>
Escreve a configuração eletrônica do estado fundamental de cada atomo Na e Cl
       e identifique a trasferencia de elétron para a formação do sal NaCl
Ligação covalente
Emparelhamento de elétrons para a formação da ligação química quando os
 átomos não apresentam diferença de eletronegatividade significativa

                 H•   +   •H        H-H       ΔH0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol



           H     H                  H     H              Ligação sigma ( )
           1s    1s               Molécula de H2




  - átomo liga-se a outro átomos, não pelo ganho ou perda de elétrons,
       mas por compartilhar destes e completar o nível de valência
         forma uma molecula covalente (Ligação covalente);

    - a dupla de elétrons compartilhada completa a nível de vâlencia
                            de cada átomo.
Como o compartilhamento de elétrons leva à ligação
          entre os átomos? Duas Teorias

                      Teoria de Ligações de valência
Teoria de ligação descreve uma ligação covalente como resultado
        de uma superposição de dois orbitais atômicos.


 H        H                H    H               Ligação sigma ( )
1s      1s              Molécula de H2




                                 2H.        H2
     Energia




                                436 kJ mol -1
               Molécula de H2
Teoria de Orbital Molecular (OM)
    Descreve a formação de ligação covalente como resultado
     de uma combinação matematica dos orbitais atômicos
      (funções de onda) para formar orbitais moleculares.
-Probabilidade (Y2) de encontrar um elétron em uma determinada região do espaço na molécula

-Superposição dos orbitais atômicos (OAs): As funções de onda dos orbitais atômicos são
combinadas para formar novas funções de ondas dos orbitais moleculares;

-Cada orbital molecular também só pode conter 2 elétrons com spins emparelhados;

- O número de OMs resultante é sempre igual ao número de orbitais atômicos que se
combinaram.
Ligações Covalente - Covalente Polares - Iônicos
Hibridização: orbitais hídrodos

- A combinação dos orbitais de vâlencia formam um novo set de orbitais
híbridos;

- Temos três tipos de orbitais híbridos:
sp3 (1 orbital s + 3 p) = hidridização sp3
sp2 (1 orbital s + 2 p) = hidridização sp2
sp (1 orbital s + 1 p) = hidridização sp1

- A superposição dos orbtais híbridos pode formas dos tipos de ligações
depende da geometria da superposição:

formação de uma ligação sigma (σ) atravéz de uma superposição frontal (linear)
formação de uma ligação p-grega (π) atravéz de uma superposição lateral
  (parallela)
Hibridização
O conceito de hibridização explica como o carbono forma
       quatro ligações tetraédricas equivalentes.
                       - Hibridização dos orbitais de valência
                       (L. Pouling): atravéz de uma combinação
                         matematica, um orbital s e três orbitais p de
                         um atomo podem formar quatro novos
                         orbitais denominados orbitais hibridos sp3
                         equivalentes com orientação tetraedrica.
  C=(1s22s22p2)
Orbitais Híbridos sp3 e a estrutura do metano
                                                                            Orbital sp3
    -Hibridização dos orbitais de valência 2s e 2p
    - Obtenção de 4 orbitais híbridos sp3 assimetrico

Orbitais sp3 hibridos resultantes assimetricos, um dos lóbulos é muito maior que o outro e pode se
  superpor com mais eficiência com um orbital de outro átomo por a formação de uma ligação

                            A ligação σ do metano
Híbridação do nitrogênio e oxigênio




                           Os pares de elétrons solitários nos átomos
                          de oxigêno e nitrogêno projetam-se no espaço


Metil amina e Metanol
Estrutura do Etano
A ligaçõe carbono-carbono é formada pela superposição σ
 de dois orbitais híbridos sp3 de cada atomo de carbono.
Orbitais Híbridos sp2 e a estrutura do etileno C2H4




    Os três orbitais híbridos sp2 situam-se em um plano
separados uns dos outros por ângulos de 120º, com o orbital
       p remanescente perpendicular ao plano sp2.
Geometria trigonal planar do etileno C2H4




 Ligação σ sp2-sp2 atravéz da superposição frontal
Ligação π 2pz-2pz atravéz de uma superposição lateral
    O etileno é plano e tem ângulos de ligação de aproximadamente 120º
Geometria trigonal planar do etileno C2H4
Ligação na formaldeide




Os dois orbitais híbridos sp2 se superpõem   Por superposição lateral dos orbitais p
      frontalmente para formar uma
     ligação forte σ sp-sp                       Ligação π 2pz-2pz
Hibridização sp : A estrutura do etino (acetileno)




Os orbitais híbridos sp estão          Os orbitais p estão situados
separados em 180º no eixo x         perpendicularmente nos eixos y e z
A estrutura do etino (acetileno), molecular linear
A estrutura do etino (acetileno), molecular linear


                              Os dois orbitais híbridos sp se superpõem
                                   frontalmente para formar uma
                                   ligação forte σ sp-sp




                            Atravéz da superposição lateral dos orbitais p
                                    Ligação π 2py-2py
                                    Ligação π 2pz-2pz


Ligações triplas pelo compartilhamento de 6 elétrons
Uma comparação entre as hibridizações sp, sp2 e sp3
       Comprimido e força das ligações




Observe que a ligação dubla carbono-carbono é meno
 forte que o somatório de duas ligações σ, porque a
superposição π na ligação dupla não é tão efetiva em
     comparação com a superposição na parte σ.
Desenhando as estrutura química
Estrutura condensada e Estrutura esquelétrica
Digas quantos hidrogênios estão ligados a cada carbono nos
compostos a seguir e dê a fórmula molecular de cada substância:
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2012 cap01 estrutura e ligação

  • 2. Cronologia dos modelos atômicos 1807 – Dalton: Teoria Atômica: átomo indivisível e indestrutível e sem carga. 1817 – Thomson Propriedade ondulatória dos elétrons. 1911-1919 – Rutherford Átomos têm carga positiva concentrada em um pequeno núcleo. 1920-1922 – Bohr: Elétrons são confinados em órbitas em níveis de energia organizados e propriedades quimicas dos elementos eras definidas pelo nível mais externo de energia.
  • 3. Estrutura atômica: o núcleo Um átomo consiste de um núcleo denso de diâmetro 10-14 - 10-15 m carregado positivamente por a presencia de protóns (+) e de outras particulas subatomica denominada nêutrons. O núcleo (nêutrons+ protóns ) concentra maior parte da massa do átomo. Um espaço extranuclear, diâmetro 10-10 m, é rodeado por elétrons negativamente carregados. 10-10 m = 1 Å = 0,1 nm Pelo fato de um átomo ser neutro na totalidade: a quantitade de protóns no núcleo e a quantititade de elétrons negativos em volta do núcleo é a mesma. Número atômico (Z): indica o número de prótons no núcleo do atomo. Número de massa (A): indica o número total de prótons mais nêtrons no seu núcleo.
  • 4. Estrutura atômica: orbitais Como os elétrons estão distribuidos em um átomo? Os orbitais em um átomo são organizado em diferentes camadas, ou níveis eletronico, tamanho e energia sucessivamente maiores. Cada nivel pode contener 2n2 elétrons (n = 1, 2, 3, 4, ...) Camadas diferentes contêm diferentes números e tipos de orbitais, e cada orbital dentro de um nivel pode ser ocupados por dois elétrons.
  • 5.
  • 6. Estrutura atômica: orbitais Como os elétrons estão distribuidos em um átomo? (n=1) O primero nível contém um unico orbital s, denominado 1s, com apenas 2 elétrons. (n=2) O segundo nível contem um orbital 2s e três orbitais 2p (2px,y,z), assim acomoda um total de 8 elétrons. (n=3) O tercero nível contem um orbital s (3s), três orbitais p (3px,y,z) e cinco orbitais d (3d) com capacidade total de 18 elétrons. Cada nivel pode contener 2n2 elétrons (n = 1, 2, 3, 4, ...)
  • 7. Estrutura atômica: orbitais De acordo com o modelo da mecânica quântica, o comportamento de um elétron especifico de um atomo pode ser descrito por uma expressão matematica chamada de equação de onda. A solução de uma equação de onda é denominada função de onda, ou orbital, descrita pela letra grega psi, Ψ. O quadrato da função de onda, Ψ2, no espacio tridimensional, o orbital descreve o volume de espaço em torno o núcleo que um elétron está mais propenso a ocupar. Essa é uma probabilidade geometrica de encontrar um elétron em uma posição em torno o núcleo. Vocês podem pensar em um orbital como uma fotografia do elétron sendo tirada a uma velocidade lenta do obturador da câmara. Qual é a aparência de um orbital? Existem quatro tipos diferentes de orbitais, denominados: s, p, d, f Orbitais S: Esféra com o núcleo em seu centro Orbitais p: Duas esferas sem tocando, têm a forma de halteres Orbitais d: 4 dos 5 orbitais d têm o formato de uma folha de trevo. O quinto orbial d possui a forma de um halteres alongado com uma argola ao redor do seu centro.
  • 8. Qual é a aparência de um orbital? Existem quatro tipos diferentes de orbitais, denominados: s, p, d, f Orbitais S: Esféra com o núcleo em seu centro Orbitais p: Duas esferas sem tocando, têm a forma de halteres Orbitais d: 4 dos 5 orbitais d têm o formato de uma folha de trevo. O quinto orbial d possui a forma de um halteres alongado com uma argola ao redor do seu centro.
  • 10. Orbitais atômicos 2px 2py 2pz Os três diferentes orbitais p en um mesmo nível são orientados ao longo dos direcionamentos perpendiculares x, y e z.
  • 11. Regra 1- princípio de Aufbau Os orbitais de menor energia são preenchidos primeiramente de acordo com a ordem 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d. Observe que o orbital 4s está situado entre os orbitais 3p e 3d em termos de energia. Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energia são preenchido primeiro. Regra 2- Princípio de exclusão de Pauli Somente dois elétrons podem ocupar um orbital e eles devem ter spin opostos. Os elétrons agem como se estivessem girando en torno de um eixo, da mesma maneira que a terra gira. O spin tem duas orientações, denominada para cima (Spin ↑) e para baixo (Spin ↓). Regra 3- Regra de Hund Se dois ou mais orbitais vazios de mesma energia estão disponíveis, um elétrons ocupa cada um com os spins paralelos até que todos os orbitais estejam ocupados pela metade.
  • 12. Regra 2- Princípio de exclusão de Pauli Acoplamento do spin opostos
  • 13. Problema- Escreva a configuraçao eletronica do estado fundamental de cada um dos seguiente elementos. Princípio da edificação: Os orbitais são preenchidos de forma que os de mais baixa energia são preenchido primeiro. Princípio da exclusão de Pauli: No máximo dois elétrons com spins emparelhados pode ser colocado em cada orbital. Regra de Hund: Um elétron é adicionado a cada orbital degenerado antes de um segundo elétron ser adicionado. [B] [C] [N] [O] [F] [Ne] [Si] e [Se]
  • 14. Configuração eletrônica do estado fundamental de alguns elementos O hidrogênio tem apenas um elétron que deve ocupar o orbital de mais baixa energia. [H] Configuração 1S1 O carbono possui 6 elétrons e a configuração do seu estado fundamental é [C] Configuração 1S2 2S2 2px1 2py1 = [He] 2S2 2p2
  • 15. Por que os átomos se ligam? 1904 – Modelo de Thomson Ligação química seria formada quando dois átomos trocam ou transferem elétrons entre si. A descoberta do elétron
  • 16. Por que os átomos se ligam? Os átomos se ligam uns aos otros porque o composto que resulta disso têm energia mais reducida, e portanto, mais estável, do que os átomos separados. A energia, (em forma de calor) sempre flui para fora do sistema quimico quando uma ligação se forma. De modo inverso, a energia deve ser colocada no sistema para quebrar uma ligações química Fazer ligações sempre libera energia e quebrar as ligações sempre absorve energia.
  • 17. Ligações químicas A regra do octeto: - Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica de um gás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons (configurações altamente estáveis); - Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valência de 8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo; - Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada de valência de 2 elétrons - Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligações iônicas ou covalentes
  • 18. Por que os átomos se ligam e como as ligações podem ser descritas eletronicamente? Sim, porque a Reatividade Química depende dos életrons Nível de valência: ultima camada ocupada por életrons életrons de valência: életrons no nível de valência interesados na formação das ligaçãoes e das reacções. Estruturas de Lewis, ou estruturas de pontos - O simbol do elemente representa o núcleo e os életrons nos níveles mais internos; - Os pontos representan os életrons de valência.
  • 19. Estruturas de Lewis em que os elétrons de valência de um átomo são representado por pontos.
  • 20. Ligações químicas por o modelo de Lewis A regra do octeto: Átomos formam ligações para produzir a configuração eletrônica de um gás nobre, onde seu nível de valência contem oito elétrons (configurações altamente estáveis); Para a maioria dos átomos, isso significa atingir a camada de valência de 8 elétrons correspondente ao gás nobre mais próximo; Os átomos próximo ao hélio atingem configuração da camada de valência de 2 elétrons.
  • 21. Estruturas de pontos Estruturas de Lewis e Kekulé Um átomo de Carbono Este átomo de Carbono também isolado possui 4 elétrons de valência possui 8/2=4 elétrons de valência Uma ligação covalente usual é formada quanda cada átomo doa um elétron
  • 22. Estruturas de pontos Estruturas de Lewis e Kekulé Uma ligação Duas ligações Três ligações Quatro ligações
  • 23. Come scrivere strutture di Lewis Determinare il numero di elettroni di valenza Determinare la disposizione degli atomi Legare gli atomi con legami semplici Posizionare i rimanenti elettroni in modo tale che ogni atomo abbia il guscio di valenza completo Rappresentare le coppie di elettroni di legame con un trattino (—) Rappresentare le coppie non condivise (doppietti solitari, elettroni di non legame) con una coppia di punti ( : ) Legame semplice: una coppia condivisa; legame doppio: due coppie condivise; legame triplo: tre coppie condivise
  • 24. Excessão da regras do octeto: Moleculas com atomos (B e Al) do grupo 3A (13) 6 electrons in the : :F: : valence shells of boron : Cl : and aluminum : : : : :F B :Cl Al :F : : Cl : : : Boron trifluoride
  • 25. Excessão da regras do octeto: Molecole con atomi del terzo periodo. Hanno orbitali 3d e possono espandere il loro guscio di valenza per contenere più di 8 elettroni Il fosforo può avere 10 elettroni di valenza : : : : : :C l: :O : : : : : :C l C l: : : : : C H3 -P - CH 3 P H - O - P- O - H : CH 3 :C l C l: O-H : Trimethyl- Phosphorus Phosphoric phosphine pentachloride acid
  • 26. Excessão da regras do octeto: Lo zolfo (3° periodo) forma composti in cui il guscio di valenza ospita 8, 10, o 12 elettroni :O: :O: : : : H-S-H C H3 - S- C H3 H-O-S-O-H : : : : :O : Hydrogen Dimethyl Sulfuric sulfide sulfoxide acid
  • 27. Ligação covalente Ligação covalente Ligação iônica polare Uma ligação covalente usual è formada quando cada átomo doa um elétron, pode-se considerara que cada um dos àtomos “possui’ um dos elétrons.
  • 28. Ligações químicas Para satisfazer a regra do octeto, os átomos podem fazer ligações iônicas ou covalentes Um átomo que ganha elétrons torna-se um ânion Um átomo que perde elétrons torna-se um cátion Atração eletrostática entre um ânion e um cátion forma um solido iônico (ligação iônica) Um átomo, liga-se a outro átomos, não pelo ganho ou perda de elétrons, mas por compartilhar destes e completar o nível de valência forma uma molecula covalente (Ligação covalente) Ao conjunto neutro de átomos unidos uns aos outros por ligações covalentes dá-se o nome de molécula. Ligações parzialmenti iônicos ou covalente são denominados ligações covalente polares.
  • 29. A eletrenegatividade aumenta na tabel periódica da esquerda para a dereita (no periodo) e de baixo para cima (no grupo)
  • 30. Ligação Iônica •• •• + - Na + F Na F •• •• •• •• •• O metais alcalinos no grupo 1A (1): atigem a configuração de gás nobre perdendo seu único elétron s do seu nível de valencia para formar um cátion. Os halogênios no grupo 7A (17): atingem a configuração de gás nobre ganhando um elétron p para preencher seu nível de valencia, portanto, formando um ânion. Na(1s22s 22p63s1 ) + F(1s 22s2 2p5 ) Na+(1s2 2s22p6) + F-(1s2 2s2 2p6 ) Para formar Na+F- um elétron 3s do átomo Na tem transferido no orbital 2p parzialemente ocupado do F •• •• + - Na + F Na F •• •• •• •• •• os ion se forman se a diferencia de eletronegatividade è 1.9 o maior (indicativamente): exemplo: sodio (en 0.9) e fluoro (en 4.0) No cloreto de sódio: Na trasferiu um elétron para o cloro para formar os íons Na+ Cl-
  • 31. Resumo - Ligação Iônica - Formação de íons através da perda ou ganho de elétrons; - Força de atração entre íons com cargas opostas; - Ocorre com átomos com alta diferença de eletronegatividade.
  • 32. Problema> Escreve a configuração eletrônica do estado fundamental de cada atomo Na e Cl e identifique a trasferencia de elétron para a formação do sal NaCl
  • 33. Ligação covalente Emparelhamento de elétrons para a formação da ligação química quando os átomos não apresentam diferença de eletronegatividade significativa H• + •H H-H ΔH0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol H H H H Ligação sigma ( ) 1s 1s Molécula de H2 - átomo liga-se a outro átomos, não pelo ganho ou perda de elétrons, mas por compartilhar destes e completar o nível de valência forma uma molecula covalente (Ligação covalente); - a dupla de elétrons compartilhada completa a nível de vâlencia de cada átomo.
  • 34. Como o compartilhamento de elétrons leva à ligação entre os átomos? Duas Teorias Teoria de Ligações de valência Teoria de ligação descreve uma ligação covalente como resultado de uma superposição de dois orbitais atômicos. H H H H Ligação sigma ( ) 1s 1s Molécula de H2 2H. H2 Energia 436 kJ mol -1 Molécula de H2
  • 35. Teoria de Orbital Molecular (OM) Descreve a formação de ligação covalente como resultado de uma combinação matematica dos orbitais atômicos (funções de onda) para formar orbitais moleculares. -Probabilidade (Y2) de encontrar um elétron em uma determinada região do espaço na molécula -Superposição dos orbitais atômicos (OAs): As funções de onda dos orbitais atômicos são combinadas para formar novas funções de ondas dos orbitais moleculares; -Cada orbital molecular também só pode conter 2 elétrons com spins emparelhados; - O número de OMs resultante é sempre igual ao número de orbitais atômicos que se combinaram.
  • 36. Ligações Covalente - Covalente Polares - Iônicos
  • 37. Hibridização: orbitais hídrodos - A combinação dos orbitais de vâlencia formam um novo set de orbitais híbridos; - Temos três tipos de orbitais híbridos: sp3 (1 orbital s + 3 p) = hidridização sp3 sp2 (1 orbital s + 2 p) = hidridização sp2 sp (1 orbital s + 1 p) = hidridização sp1 - A superposição dos orbtais híbridos pode formas dos tipos de ligações depende da geometria da superposição: formação de uma ligação sigma (σ) atravéz de uma superposição frontal (linear) formação de uma ligação p-grega (π) atravéz de uma superposição lateral (parallela)
  • 38. Hibridização O conceito de hibridização explica como o carbono forma quatro ligações tetraédricas equivalentes. - Hibridização dos orbitais de valência (L. Pouling): atravéz de uma combinação matematica, um orbital s e três orbitais p de um atomo podem formar quatro novos orbitais denominados orbitais hibridos sp3 equivalentes com orientação tetraedrica. C=(1s22s22p2)
  • 39. Orbitais Híbridos sp3 e a estrutura do metano Orbital sp3 -Hibridização dos orbitais de valência 2s e 2p - Obtenção de 4 orbitais híbridos sp3 assimetrico Orbitais sp3 hibridos resultantes assimetricos, um dos lóbulos é muito maior que o outro e pode se superpor com mais eficiência com um orbital de outro átomo por a formação de uma ligação A ligação σ do metano
  • 40. Híbridação do nitrogênio e oxigênio Os pares de elétrons solitários nos átomos de oxigêno e nitrogêno projetam-se no espaço Metil amina e Metanol
  • 41. Estrutura do Etano A ligaçõe carbono-carbono é formada pela superposição σ de dois orbitais híbridos sp3 de cada atomo de carbono.
  • 42. Orbitais Híbridos sp2 e a estrutura do etileno C2H4 Os três orbitais híbridos sp2 situam-se em um plano separados uns dos outros por ângulos de 120º, com o orbital p remanescente perpendicular ao plano sp2.
  • 43. Geometria trigonal planar do etileno C2H4 Ligação σ sp2-sp2 atravéz da superposição frontal Ligação π 2pz-2pz atravéz de uma superposição lateral O etileno é plano e tem ângulos de ligação de aproximadamente 120º
  • 44. Geometria trigonal planar do etileno C2H4
  • 45. Ligação na formaldeide Os dois orbitais híbridos sp2 se superpõem Por superposição lateral dos orbitais p frontalmente para formar uma ligação forte σ sp-sp Ligação π 2pz-2pz
  • 46. Hibridização sp : A estrutura do etino (acetileno) Os orbitais híbridos sp estão Os orbitais p estão situados separados em 180º no eixo x perpendicularmente nos eixos y e z
  • 47. A estrutura do etino (acetileno), molecular linear
  • 48. A estrutura do etino (acetileno), molecular linear Os dois orbitais híbridos sp se superpõem frontalmente para formar uma ligação forte σ sp-sp Atravéz da superposição lateral dos orbitais p Ligação π 2py-2py Ligação π 2pz-2pz Ligações triplas pelo compartilhamento de 6 elétrons
  • 49. Uma comparação entre as hibridizações sp, sp2 e sp3 Comprimido e força das ligações Observe que a ligação dubla carbono-carbono é meno forte que o somatório de duas ligações σ, porque a superposição π na ligação dupla não é tão efetiva em comparação com a superposição na parte σ.
  • 50. Desenhando as estrutura química Estrutura condensada e Estrutura esquelétrica
  • 51. Digas quantos hidrogênios estão ligados a cada carbono nos compostos a seguir e dê a fórmula molecular de cada substância:
  • 52.
  • 53.
  • 54.
  • 55. 1858 1861 Couper, Kekulé: Carbono tetravalente