1. As ligações covalentes envolvem o compartilhamento de pares de elétrons entre átomos para que cada um atinja o octeto.
2. As estruturas de Lewis representam as ligações covalentes através de linhas entre os símbolos dos átomos.
3. Existem exceções à regra do octeto, como número ímpar de elétrons, deficiência ou expansão do octeto em alguns átomos.
O documento discute diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações covalentes, iônicas e metálicas. Explica como os elétrons são compartilhados ou transferidos entre átomos nestas ligações e como isso mantém os átomos unidos. Também descreve como representar ligações usando símbolos de Lewis e estruturas de Lewis.
O documento discute diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações covalentes, iônicas e metálicas. Também aborda conceitos como estruturas de Lewis, polaridade de ligações, eletronegatividade e carga formal para representar ligações entre átomos. Exemplos são fornecidos para ilustrar esses conceitos-chave.
O documento apresenta uma introdução à química orgânica, abordando tópicos como: estrutura atômica, ligações químicas, polaridade molecular, geometria molecular, hibridização de orbitais, teoria do orbital molecular e forças intermoleculares.
O documento discute as teorias sobre ligação covalente, incluindo a regra do octeto de Lewis e exceções a ela. A ligação covalente dativa é explicada onde um átomo fornece elétrons para completar o octeto de outro átomo, ilustrado pelo exemplo da molécula de ozônio O3.
O documento discute as teorias estruturais da química orgânica, incluindo a teoria de ligação de valência, hibridização de orbitais e a teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência. Explica como essas teorias podem prever a geometria molecular e a estrutura de compostos como metano, eteno, acetileno, entre outros.
1) O documento discute conceitos fundamentais de química orgânica teórica como átomos, moléculas, estrutura eletrônica e tipos de ligação.
2) São descritos os componentes do átomo, como prótons, nêutrons e elétrons, além de conceitos como número atômico, massa atômica e carga elétrica.
3) São explicados os conceitos de moléculas, fórmulas químicas, estrutura eletrônica dos átomos e tipos de
Este documento discute os tipos de ligação química e suas propriedades. Apresenta as ligações iônica, covalente e metálica, explicando suas características. Também aborda a geometria molecular, polaridade de moléculas, e forças intermoleculares.
O documento discute diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações covalentes, iônicas e metálicas. Explica como os elétrons são compartilhados ou transferidos entre átomos nestas ligações e como isso mantém os átomos unidos. Também descreve como representar ligações usando símbolos de Lewis e estruturas de Lewis.
O documento discute diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações covalentes, iônicas e metálicas. Também aborda conceitos como estruturas de Lewis, polaridade de ligações, eletronegatividade e carga formal para representar ligações entre átomos. Exemplos são fornecidos para ilustrar esses conceitos-chave.
O documento apresenta uma introdução à química orgânica, abordando tópicos como: estrutura atômica, ligações químicas, polaridade molecular, geometria molecular, hibridização de orbitais, teoria do orbital molecular e forças intermoleculares.
O documento discute as teorias sobre ligação covalente, incluindo a regra do octeto de Lewis e exceções a ela. A ligação covalente dativa é explicada onde um átomo fornece elétrons para completar o octeto de outro átomo, ilustrado pelo exemplo da molécula de ozônio O3.
O documento discute as teorias estruturais da química orgânica, incluindo a teoria de ligação de valência, hibridização de orbitais e a teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência. Explica como essas teorias podem prever a geometria molecular e a estrutura de compostos como metano, eteno, acetileno, entre outros.
1) O documento discute conceitos fundamentais de química orgânica teórica como átomos, moléculas, estrutura eletrônica e tipos de ligação.
2) São descritos os componentes do átomo, como prótons, nêutrons e elétrons, além de conceitos como número atômico, massa atômica e carga elétrica.
3) São explicados os conceitos de moléculas, fórmulas químicas, estrutura eletrônica dos átomos e tipos de
Este documento discute os tipos de ligação química e suas propriedades. Apresenta as ligações iônica, covalente e metálica, explicando suas características. Também aborda a geometria molecular, polaridade de moléculas, e forças intermoleculares.
O documento discute as ligações químicas entre átomos. Explica que a maioria dos átomos forma ligações fortes com átomos da mesma espécie ou de outros tipos para atingir uma configuração eletrônica estável. Detalha os três principais tipos de ligações químicas - iônica, covalente e metálica - definidas pela transferência ou compartilhamento de elétrons entre átomos.
1) O documento discute conceitos fundamentais de química geral como a regra do octeto, estruturas de Lewis, hibridização de ressonância e carga formal.
2) É apresentado o procedimento para construção de estruturas de Lewis e determinação de carga formal.
3) Conceitos como eletronegatividade, polarizabilidade e energia de dissociação são abordados.
[1] O capítulo descreve a geometria molecular e as teorias de ligação, incluindo a teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência. [2] Discutem-se as cinco geometrias fundamentais e como determinar a forma molecular de uma substância com base no número de elétrons. [3] Também são explicados os efeitos dos elétrons não-ligantes e das ligações múltiplas nos ângulos de ligação molecular.
O documento discute os diferentes tipos de ligação química, incluindo ligação iônica que envolve a formação de íons, ligação covalente que envolve o compartilhamento de elétrons, e ligação metálica que ocorre entre átomos de metais através de um "mar de elétrons". Exemplos como NaCl, AlF3 e H2 são usados para ilustrar essas diferentes ligações.
A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons entre átomos, criando uma atração mútua. Pode ser simples (1 par de elétrons), dupla (2 pares) ou tripla (3 pares). A polaridade depende da eletronegatividade dos átomos envolvidos. Ligação covalente forma moléculas onde os átomos compartilham elétrons de valência.
O documento descreve a estrutura atômica e as ligações químicas. Apresenta a cronologia dos modelos atômicos desde Dalton até Bohr e descreve a estrutura do núcleo atômico e dos orbitais eletrônicos. Explica como os elétrons são distribuídos nos átomos de acordo com as regras de preenchimento dos orbitais e como os átomos formam ligações iônicas e covalentes para atingir a configuração eletrônica de um gás nobre.
O documento discute geometria molecular e teorias de ligação, incluindo:
1) Estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica e ângulos de ligação determinam a forma espacial de moléculas.
2) A teoria de repulsão de pares de elétrons de valência prevê formas moleculares que minimizam esta repulsão.
3) A teoria de ligação de valência explica como orbitais atômicos se sobrepõem para formar ligações covalentes.
1) A Teoria da Ligação de Valência explica a formação de ligações químicas através da sobreposição de orbitais atômicos dos átomos.
2) O carbono pode formar compostos tetravalentes através da promoção de elétrons do orbital 2s para o 2p, compensando as forças de repulsão.
3) Ligações químicas podem ser do tipo σ ou π, dependendo da sobreposição lateral ou não dos orbitais atômicos.
1. A hibridização sp3d é necessária para arranjos de bipirâmide trigonal, enquanto a hibridização sp3d2 é necessária para arranjos octaédricos.
2. O arranjo geométrico determina a hibridização necessária para acomodar os pares de elétrons.
3. A teoria dos orbitais moleculares explica propriedades como a interação magnética do O2 que não são explicadas pela teoria de Lewis e hibridização.
ligações químimicas e interações intermoleecularesluizdr1
1. O documento discute os diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas.
2. Também aborda as forças intermoleculares que mantêm moléculas unidas, como ligação de hidrogênio, interações iôn-dipolo e dipolo-dipolo.
3. Explica como a eletronegatividade, a polaridade e a geometria molecular afetam a estrutura e as propriedades das ligações.
O documento discute os tipos de ligações químicas entre átomos, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas. Explica que as ligações ocorrem para que os átomos alcancem estabilidade através da regra do dueto para H e Li e a regra do octeto para outros elementos. Detalha os processos de formação de ligações iônicas e covalentes através da transferência ou compartilhamento de elétrons entre os átomos.
O documento descreve os conceitos fundamentais da ligação covalente, incluindo:
1) A regra do octeto de Lewis estabelece que os átomos procuram adquirir a configuração eletrónica de um gás nobre através da partilha ou troca de eletrões.
2) A notação de Lewis representa os átomos e eletrões de valência usados para formar ligações.
3) As ligações covalentes podem ser simples, duplas ou triplas dependendo do número de pares de eletrões partilh
O documento discute diferentes tipos de ligação covalente, incluindo exemplos de formação de moléculas de hidrogênio, cloro, oxigênio e nitrogênio. Explica que a ligação covalente envolve a partilha de elétrons entre átomos, e que alguns átomos podem formar ligações duplas ou dativas em que um átomo cede elétrons ao outro.
1) O documento classifica as ligações químicas em intramoleculares e intermoleculares e descreve as principais teorias sobre ligações químicas.
2) As ligações químicas intramoleculares, responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos, incluem ligações iônicas, covalentes e metálicas.
3) As ligações intermoleculares, responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos, incluem forças iôn-dipolo, dipolo-
O documento discute os tipos de ligações químicas entre átomos. Explica que as ligações ocorrem quando há atração suficientemente forte entre átomos para mantê-los unidos, formando moléculas. Detalha os três principais tipos de ligações químicas primárias - iônica, covalente e metálica - definidos pela transferência ou compartilhamento de elétrons entre átomos eletropositivos e eletronegativos. Também menciona ligações secundárias mais fracas.
O documento discute os principais tipos de ligações químicas (iônica, covalente e metálica), forças intermoleculares e geometria molecular. É explicado que as ligações químicas determinam como os átomos se ligam e as forças intermoleculares mantêm unidas moléculas com ligações covalentes. A geometria molecular descreve como os átomos estão arranjados espacialmente nas moléculas.
A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons entre átomos, causando atração mútua que mantém as moléculas unidas. Ela ocorre tipicamente entre não-metais e hidrogênio, como no caso da molécula H2 onde cada átomo de hidrogênio compartilha seu único elétron. Ligação covalente pode ser apolar, entre átomos iguais, ou polar, entre átomos diferentes como no caso da molécula H2O.
Aula 02 Carbono e cadeia carbônicos.pptxDavyAraujo
O documento discute conceitos de química orgânica como:
1) Regras de octeto e tipos de ligação química entre átomos;
2) Modelo de Lewis para representar estruturas moleculares;
3) Ligação de carbono com outros átomos e classificação de cadeias carbônicas.
O documento discute geometria molecular e teorias de ligação, incluindo formas espaciais moleculares, o modelo RPENV, polaridade molecular, ligação covalente, hibridização de orbitais, ligações múltiplas e moléculas diatômicas do segundo período. Explica como a distribuição eletrônica determina propriedades como paramagnetismo e diamagnetismo.
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1) O documento discute conceitos fundamentais de química geral como a regra do octeto, estruturas de Lewis, hibridização de ressonância e carga formal.
2) É apresentado o procedimento para construção de estruturas de Lewis e determinação de carga formal.
3) Conceitos como eletronegatividade, polarizabilidade e energia de dissociação são abordados.
[1] O capítulo descreve a geometria molecular e as teorias de ligação, incluindo a teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência. [2] Discutem-se as cinco geometrias fundamentais e como determinar a forma molecular de uma substância com base no número de elétrons. [3] Também são explicados os efeitos dos elétrons não-ligantes e das ligações múltiplas nos ângulos de ligação molecular.
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A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons entre átomos, criando uma atração mútua. Pode ser simples (1 par de elétrons), dupla (2 pares) ou tripla (3 pares). A polaridade depende da eletronegatividade dos átomos envolvidos. Ligação covalente forma moléculas onde os átomos compartilham elétrons de valência.
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O documento discute geometria molecular e teorias de ligação, incluindo:
1) Estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica e ângulos de ligação determinam a forma espacial de moléculas.
2) A teoria de repulsão de pares de elétrons de valência prevê formas moleculares que minimizam esta repulsão.
3) A teoria de ligação de valência explica como orbitais atômicos se sobrepõem para formar ligações covalentes.
1) A Teoria da Ligação de Valência explica a formação de ligações químicas através da sobreposição de orbitais atômicos dos átomos.
2) O carbono pode formar compostos tetravalentes através da promoção de elétrons do orbital 2s para o 2p, compensando as forças de repulsão.
3) Ligações químicas podem ser do tipo σ ou π, dependendo da sobreposição lateral ou não dos orbitais atômicos.
1. A hibridização sp3d é necessária para arranjos de bipirâmide trigonal, enquanto a hibridização sp3d2 é necessária para arranjos octaédricos.
2. O arranjo geométrico determina a hibridização necessária para acomodar os pares de elétrons.
3. A teoria dos orbitais moleculares explica propriedades como a interação magnética do O2 que não são explicadas pela teoria de Lewis e hibridização.
ligações químimicas e interações intermoleecularesluizdr1
1. O documento discute os diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas.
2. Também aborda as forças intermoleculares que mantêm moléculas unidas, como ligação de hidrogênio, interações iôn-dipolo e dipolo-dipolo.
3. Explica como a eletronegatividade, a polaridade e a geometria molecular afetam a estrutura e as propriedades das ligações.
O documento discute os tipos de ligações químicas entre átomos, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas. Explica que as ligações ocorrem para que os átomos alcancem estabilidade através da regra do dueto para H e Li e a regra do octeto para outros elementos. Detalha os processos de formação de ligações iônicas e covalentes através da transferência ou compartilhamento de elétrons entre os átomos.
O documento descreve os conceitos fundamentais da ligação covalente, incluindo:
1) A regra do octeto de Lewis estabelece que os átomos procuram adquirir a configuração eletrónica de um gás nobre através da partilha ou troca de eletrões.
2) A notação de Lewis representa os átomos e eletrões de valência usados para formar ligações.
3) As ligações covalentes podem ser simples, duplas ou triplas dependendo do número de pares de eletrões partilh
O documento discute diferentes tipos de ligação covalente, incluindo exemplos de formação de moléculas de hidrogênio, cloro, oxigênio e nitrogênio. Explica que a ligação covalente envolve a partilha de elétrons entre átomos, e que alguns átomos podem formar ligações duplas ou dativas em que um átomo cede elétrons ao outro.
1) O documento classifica as ligações químicas em intramoleculares e intermoleculares e descreve as principais teorias sobre ligações químicas.
2) As ligações químicas intramoleculares, responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos, incluem ligações iônicas, covalentes e metálicas.
3) As ligações intermoleculares, responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos, incluem forças iôn-dipolo, dipolo-
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O documento discute os principais tipos de ligações químicas (iônica, covalente e metálica), forças intermoleculares e geometria molecular. É explicado que as ligações químicas determinam como os átomos se ligam e as forças intermoleculares mantêm unidas moléculas com ligações covalentes. A geometria molecular descreve como os átomos estão arranjados espacialmente nas moléculas.
A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons entre átomos, causando atração mútua que mantém as moléculas unidas. Ela ocorre tipicamente entre não-metais e hidrogênio, como no caso da molécula H2 onde cada átomo de hidrogênio compartilha seu único elétron. Ligação covalente pode ser apolar, entre átomos iguais, ou polar, entre átomos diferentes como no caso da molécula H2O.
Aula 02 Carbono e cadeia carbônicos.pptxDavyAraujo
O documento discute conceitos de química orgânica como:
1) Regras de octeto e tipos de ligação química entre átomos;
2) Modelo de Lewis para representar estruturas moleculares;
3) Ligação de carbono com outros átomos e classificação de cadeias carbônicas.
O documento discute geometria molecular e teorias de ligação, incluindo formas espaciais moleculares, o modelo RPENV, polaridade molecular, ligação covalente, hibridização de orbitais, ligações múltiplas e moléculas diatômicas do segundo período. Explica como a distribuição eletrônica determina propriedades como paramagnetismo e diamagnetismo.
Semelhante a aula-10-quimica-fundamental-2019-3-ligações-covalentes-.pdf (20)
1. • Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer
perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
• Em se tratando de ligação entre átomos similares , eles
compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o
octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação
química.
• Por exemplo: H + H H2 tem 2 elétrons conectando os
dois núcleos de H.
Ligação Covalente
2. Ligação Covalente na Molécula H2
(a)Atrações e repulsões entre
elétrons e núcleo na molécula
de hidrogênio.
(b) Distribuição eletrônica na
molécula de hidrogênio. A
concentração de densidade
eletrônica entre os núcleos leva
a uma força de atração líquida
que constitui a ligação covalente
que mantém a molécula unida.
3. 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:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
C
H
H
H
H
Ligação Covalente em Várias Moléculas
4. 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 (CO2);
• 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.
H H O O N N
Ligação Covalente Simples e Múltipla
N-N N=N N≡N
1,47Å 1,24Å 1,10Å
O=C=O
5. 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.
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo
central um octeto, tente ligações múltiplas.
Desenhando as Estruturas
de Lewis
6. 1-Some os elétrons de valência de todos os átomos. (Detalhes)
Use a tabela periódica quando necessário para ajudá-lo a
determinar o número de elétrons de valência em cada átomo.
Para um ânion adicione um elétron para cada carga negativa.
Para um cátion, subtraia um elétron para cada carga positiva.
Não se preocupe em lembrar a origem dos elétrons.
Apenas o nº total de elétrons é importante.
Desenhando as Estruturas de Lewis
7. 2- Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar
quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma
ligação simples
As fórmulas químicas são geralmente escritas na ordem nas
quais os átomos estão ligados na molécula ou íon como o
HCN.
Quando um átomo central tem um grupo de outros átomos
ligados a ele, átomo central normalmente é escrito primeiro,
como em [CO3]2- e SF4.
Lembre-se que o átomo central é, em geral, menos
eletronegativo que os átomos ao seu redor.
Em outros casos maiores informações são necessárias.
Desenhando as Estruturas de Lewis
8. Carga Formal
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis
obedecendo-se a regra do octeto para todos os
átomos.
• Para determinar qual estrutura é mais razoável,
usamos a carga formal.
• A carga formal é a carga que um átomo teria em
uma molécula se todos os outros átomos tivessem a
mesma eletronegatividade.
Desenhando as Estruturas de Lewis
9. Carga Formal
• Para calcular a carga formal:
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são
atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo
em uma ligação.
• A carga formal (CF) é:
CF = elétrons de valência – elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de
Lewis
Desenhando as Estruturas
de Lewis
10. Carga formal
• Considere:
• Para o C:
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e
3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de
Lewis.
• Carga formal: 4 - 5 = -1.
C N
Desenhando as Estruturas
de Lewis
11. Carga formal
• Considere:
• Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e
3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de
Lewis.
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
• Escrevemos:
C N
C N
Desenhando as Estruturas
de Lewis
12. Assim, as carga formais nos átomos, na estrutura de
Lewis, do ânion cianeto são:
C N
Carga Formal
-1 0
Escrevemos
13. • A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.
O = C = O O – C ≡ O
e- valência: 6 4 6 6 4 6
e- atr. ao átomo 6 4 6 7 4 5
Carga formal: 0 0 0 -1 0 +1
Carga Formal
:
..
..
..
..
..
.. :
14. • Algumas moléculas não são bem representadas
pelas estruturas de Lewis.
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações
idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma
simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
O
O
O
Estruturas de Ressonância
15. Estrutura Molecular à esquerda e Diagrama de
Distribuição Eletrônica do Ozônio à direita
Estrutura Molecular e Diagrama de
Distribuição Eletrônica do Ozônio
16. • As estruturas de ressonância são tentativas de representar
uma estrutura real, que é uma mistura entre várias
possibilidades extremas.
Estruturas de Ressonância
17. • Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma
ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância
tem duas ligações idênticas de caráter intermediário.
• Exemplos comuns: O3, NO3
-, SO4
2-, NO2 e benzeno.
O
O
O
O
O
O
Estruturas de Ressonância
18. • Outro exemplo de estruturas de ressonância é o
ânion nitrato para o qual podemos propor três
estruturas de Lewis equivalentes.
• Observe que o arranjo dos átomos é o mesmo nas
três estruturas, apenas a disposição dos elétrons é
diferente.
Estruturas de Ressonância do Ânion
Nitrato
20. • Destacamos que ao desenhar as estruturas de
ressonância os mesmos átomos devem estar ligados
a outros em todas as estruturas, de modo que as
únicas diferenças estejam no arranjo dos átomos.
Estruturas de Ressonância do Ânion
Nitrato
21. • No ânion nitrato todas as três ligações N-O tem o
mesmo comprimento de ligação. Ainda mais o
comprimento da ligação é intermediário entre o
comprimento de uma ligação dupla e o de uma
ligação simples. Isso reforça o fato de que a
estrutura real do ânion é o híbrido de ressonância.
Estruturas de Ressonância do Ânion
Nitrato
22. • O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel
hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros
átomos de C e um átomo de hidrogênio.
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os
átomos de C.
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as
ligações C-C têm o mesmo comprimento.
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é
plano.
Ressonância no Benzeno
23. • Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de
tal forma que haja ligações simples entre cada par de
átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam
deslocalizados por todo o anel:
Ressonância no Benzeno
24. • 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.
N O N O
Exceções à Regra do Octeto
25. Número ímpar de elétrons
Logo como não é possível emparelhar um número
ímpar de elétrons, um octeto ao redor de cada átomo
não pode ser atingido.
No caso do NO temos 11 elétrons de valência sendo 5
do nitrogênio e 6 do oxigênio.
N O N O
Exceções à Regra do Octeto
26. Deficiência em elétrons
Relativamente raro. Mais encontrado em compostos de B e Be
• As moléculas com menos de um octeto são típicas para
compostos dos Grupos 1, 2 e 3 da tabela periódica.
• Um exemplo típico é o BF3.
• As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla
B—F são menos importantes que aquela na qual existe
deficiência de elétrons.
Exceções à Regra do Octeto
B
F
F
F
B
F
F
F
0
0
+1
-1
27. Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um
octeto (os do 2° período não têm orbital “2d ”)
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em
energia para participarem de ligações e receberem a densidade
eletrônica extra.
• PCl5 __ __ __ __ __ __ __ __ __
3s 3p 3d
__ __ __ __ __ __ __ __ __ hibridação sp3d
3s 3p 3d
s p p p d
Exceções à regra do octeto
29. Todas as ligações podem ser vistas como híbridos de
ressonância de estruturas puramente iônicas ou
puramente covalentes.
Assim a molécula de cloro pode ser descrita como:
↔ ↔
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
+ -
- +
30. Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
Neste caso, as estruturas iônicas
contribuem muito pouco para o híbrido de
ressonância e podemos descrever a ligação
como quase puramente covalente.
31. Todavia numa molécula composta de elementos
diferentes, como o HCl, a ressonância é importante
porque há contribuições diferentes das duas
estruturas iônicas (estruturas de ressonância II e III )
↔ ↔
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
- + + -
(I) (II) (III)
32. A estrutura iônica de ressonância de menor energia é
+_
Como o átomo de cloro tem uma eletronegatividade maior
que o hidrogênio a estrutura com uma carga negativa no
átomo de cloro (estrutura acima) contribui mais
efetivamente do que a estrutura com uma carga negativa
no átomo de hidrogênio (estrutura II).
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
+
33. Em síntese, como resultado, existe uma pequena carga
residual negativa no átomo de cloro e uma pequena
carga residual positiva no átomo de hidrogênio.
As cargas nos átomos são chamadas de cargas parciais.
Mostramos que existem cargas parciais nos átomos
escrevendo:
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
34. Todas as ligações entre átomos de elementos diferentes
são, até certo ponto, polares.
As ligações de moléculas diatômicas do mesmo
elemento e íons são não polares.
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
35. Quando dois átomos de uma ligação tem uma
pequena diferença de eletronegatividade, as cargas
parciais são muito pequenas. Ex. BrCl
Quando a diferença de eletronegatividade aumenta,
também crescem as cargas parciais. Ex. HF
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
36. Se as eletronegatividades são muito diferentes, um
dos átomos pode ficar mais associado com o par de
elétrons e a estrutura de ressonância iônica (II)
contribui mais apreciavelmente para a a ressonância
em comparação com a estrutura de ressonância
covalente (I)
ressonância covalente ressonância iônica
(I) (II)
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
+ -
37. Como o elemento mais eletronegativo se apropriou
mais do par de elétrons compartilhado, ele tem uma
carga parcial negativa e pode ser correlacionado a
um ânion e, o elemento mais eletropositivo, que
tem uma carga parcial positiva, pode ser
correlacionado a um cátion.
Dizemos que a ligação desse tipo tem caráter iônico
apreciável.
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
38. Se a diferença de eletronegatividade é muito grande,
como no KF, a contribuição iônica domina em
relação a contribuição covalente e a ligação é
considerada iônica.
Em resumo não há uma linha divisória nítida entre a
ligação iônica e covalente.
Assim podemos dizer que o HI é 4% iônico, o HBr é
11% iônico, o HCl é 19% iônico e o HF é 45%
iônico.
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
39. Todas as ligações iônicas têm algum caráter
covalente.
Analisando-se como o caráter covalente pode se
manifestar consideremos um ânion monoatômico
(como o Cl¯ ) próximo de um cátion (como o Na+).
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade
40. Como as cargas positivas do cátion atraem os elétrons
do ânion , a nuvem eletrônica esférica do ânion
distorce-se na direção do cátion.
Podemos entender esta distorção como uma tendência
do par de elétrons de deslocar-se para a região entre
os núcleos e formar uma ligação covalente.
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade
41. As ligações iônicas adquirem progressivamente maior
caráter covalente quando a distorção da nuvem
eletrônica do ânion aumenta.
Íons que sofrem distorção são ditos polarizáveis.
Íons capazes de provocar distorções em seus vizinhos
são ditos polarizantes.
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade
42. Em síntese, os cátions são polarizantes e os ânions
são polarizáveis.
Ex: No composto NaCl o cátion sódio (Na+) tem um
poder polarizante. O ânion Cl¯ (cloreto) é uma
espécie polarizável.
Na+ o cátion é polarizante
Cl¯ o ânion é polarizável
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade
43. Quanto maior a carga do cátion mais polarizante ele
será.
Ex. O poder polarizante cresce na ordem
Na+ < Be2+ < Al3+
Quanto maior a carga do ânion mais polarizável ele será:
F¯ < O2¯
O ânion óxido é mais polarizável que o ânion fluoreto.
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade
44. No grupos de cima para baixo diminui o poder
polarizante dos cátions.
Li+ > Na+ > K+ > Rb+ > Cs+ > Fr+
Nos períodos quanto o menor o cátion e maior a sua
carga cresce o poder polarizante dos mesmos.
Ex. Na+ < Be2+ < Al3+
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade
45. Por derradeiro cargas elevadas em ambos os íons
favorecem a covalência.
A carga elevada no cátion favorece o poder polarizante
e também a covalência.
A carga elevada no ânion favorece a polarizabilidade e
portanto a covalência.
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade
46. Em que composto, NaBr ou MgBr2 as ligações devem
ter maior caráter covalente?
Resp. MgBr2
Em que composto, CaS ou CaO as ligações devem ter
maior caráter covalente?
Resp. CaS
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade