TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA (TEORIA RPECV)

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1 GEOMETRIA MOLECULAR TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA (TEORIA RPECV) A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência afirma que o arranjo geométrico dos átomos ou grupos de átomos (ligantes), em torno de um átomo central, é determinado pela repulsão entre os pares de elétrons presentes na camada de valência do átomo central. Os pares de elétrons arranjar-se-ão de modo a ficarem o mais afastados possível um do outro para que a repulsão entre eles seja mínima. O arranjo geométrico dos pares de elétrons em torno de um átomo A é o seguinte: TEORIA DE VSEPR (pronuncia-se vésper) significa Valence Shell Electron Pair Repulsion ou repulsão eletrônica entre os pares de elétrons na camada de valência

2 POLARIDADE DE LIGAÇÕES E MOLÉCULAS A ligação covalente pode ser classificada em: polar e apolar. 1) Eletronegatividade: é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. 2) Pólo: região com acúmulo de cargas elétricas. Positivo Negativo LIGAÇÕES APOLARES: quando uma ligação feita entre átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: * Toda substância simples são consideradas apolares. O 2 ; H 2 ; Cl 2 ; P 4, etc LIGAÇÕES POLARES: quando apresenta eletronegatividade diferente, ou seja, ocorre acúmulo de carga negativa no elemento com maior eletronegatividade. Exemplo: * Toda ligação iônica é polar. (forma cátion + e ânion -) Para determinar a polaridade das moléculas comparamos o número de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central com o número de grupos ligantes. Número de nuvens eletrônicas = Número de átomos APOLAR ao redor do átomo central (igual) ligados ao central Número de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central (diferente) Número de átomos ligados ao central POLAR

3 FORÇA DE INTERAÇÃO - TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES FORÇAS DIPOLO INDUZIDO DIPOLO INDUZIDO São as únicas que existem em compostos apolares. Nestas substâncias, nos estados líquido e sólido, devido à proximidade das moléculas, ocorre uma deformação de suas nuvens eletrônicas, originando dipolos induzidos (instantâneos). FORÇAS DIPOLO PERMANENTE DIPOLO PERMANENTE Este tipo de atração intermolecular é característico de moléculas polares e ocorre em moléculas do tipo: HCl, H2S, CO, HCCl3,... PONTES DE HIDROGÊNIO É um exemplo extremo das interações dipolo-dipolo. São as mais intensas das forças intermoleculares. Ocorre entre moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio ou nitrogênio. Vejamos, por exemplo, as pontes de hidrogênio existentes entre moléculas de água (H2O). 1. (VUNESP) Dentre as moléculas H 2 S, CO 2, PCl 3, BCl 3, Br 2 e CCl 4,são polares: a) CO 2 e BCl 3 b) BCl 3 e CCl 4 c) CO 2 e Br 2 d) H 2 S e PCl 3 e) apenas H 2 S 2. (UEL-PR) No gelo seco, as moléculas do dióxido de carbono estão unidas por a) pontes de hidrogênio. b) forças de Van der Waals. c) ligações covalentes. d) ligações iônicas. e) ligações metálicas. 3. (UERJ) O experimento a seguir mostra o desvio ocorrido em um filete de água quando esta é escoada através de um tubo capilar. Considerando suas ligações interatômicas e suas forças intermoleculares, a propriedade da água que justifica a ocorrência do fenômeno consiste em: a) ser um composto iônico. b) possuir moléculas polares. c) ter ligações covalentes apolares. d) apresentar interações de Van der Waals.

4 4. (PUCCamp-SP) Considere o texto abaixo. Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por (I) ; no gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por (II).Conseqüentemente, a 1,0 atmosfera de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura (III) do que a do gelo seco. 5. Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por: a) I forças de London; II pontes de hidrogênio; III menor b) I pontes de hidrogênio; II forças de Van der Waals; III maior c) I forças de Van der Waals; II pontes de hidrogênio; III maior d) I forças de Van der Waals; II forças de London; III menor e) I pontes de hidrogênio; II pontes de hidrogênio; III maior 6. (UFViçosa-MG) Das substâncias a seguir representadas, aquela que apresenta ligações de hidrogênio entre suas moléculas é: a) CH 3 CH 2 OCH 2 CH 3 d) CH 3 COCl b) CH 3 COCH 3 e) CH 3 CH 2 OH c) CH 3 COONa 7. (FATEC-SP) Um iceberg é composto por moléculas de água que se mantêm fortemente unidas por meio de interações do tipo: a) dipolo induzido-dipolo permanente. b) dipolo instantâneo-dipolo induzido. c) ligações covalentes dativas. d) ligações covalentes. e) ligações de hidrogênio. DE ÁCIDOS, BASES, SAIS E OXIDOS Ácidos toda substância que, em água, sofre ionização originando como cátions apenas H + ou H 3 O +. Exemplo: ionização: é a reação entre uma substância HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - molecular e água, cujo produtos são íons. Uma condição para o hidrogênio ser ionizável é estar ligado a um átomo bastante eletronegativo F O N Cl Br I S C P. NOMECLATURA Hidrácidos: ácidos sem oxigênio Ácido + elemento + ídrico HF ácido fluorídrico HCl ácido clorídrico HBr ácido bromídrico HI ácido iodídrico Oxiácios: ácidos com oxigênio - Maior grau de oxidação = ICO - Menor grau de oxidação = OSO H 2 SO 4 ácido sulfúrico H 2 SO 3 ácido sulfuroso HBrO 3 ácido bromico HBrO 2 ácido bromoso Bases toda substância que, em água sofre dissociação, produzindo como ânions íons OH - (hidroxila). NaOH Na + + OH- Dissociação: é a separação de íons positivo

5 Ca(OH) 2 Ca OH - (cátion) e negativos (ânions) de uma substância em água. Hidróxido de (nome do cátion) NaOH Hidróxido de sódio Ca(OH) 2 Hidróxido de cálcio Al(OH) 3 Hidróxido de alumínio NH 4 OH Hidróxido de amônio Balanceamento uma equação está equilibrada quando o número de átomos dos reagentes é igual ao número de átomos dos produtos. 2Na + Cl 2 2NaCl N 2 + 3H 2 2NH 3 CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O 4Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 Faça o equilíbrio das reações químicas: a) H 2 + I 2 HI b) Na 2 O + H 2 O NaOH c) Zn + HCL ZnCL 2 + H 2 d) Fe + HCl FeCl 2 + H 2 a) CaO + HCl CaCl 2 + H 2 O b) H 2 S + Fe(OH) 3 Fe 2 S 3 + H 2 O c) Ba + HCl BaCl 2 + H d) Al(OH) 3 + H 2 S Al 2 S 3 + H 2 O Neutralização Total ou Neutralização ácido base Ácido + Base Sal + Água HCl NaOH NaCl H 2 O Ácidos terminados em ídrico ico oso Ânions terminados em eto ato ito Ácido fosfórico + Hidróxido de sódio Ácido cianídrio + Hidróxido de cálcio

6 Ácido fosfórico + Hidróxido de potássio Ácido sulfúrico + Hidróxido de alumínio Ácido nítrico + Hidróxido de amônio SAIS DEFINIÇÃO Sais são substâncias que, em solução aquosa, sofrem dissociação, libertando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH. Os sais são compostos iônicos e, portanto, sólidos nas condições ambientes. Nome do ânion de nome do cátion cátion: Na + + ânion: NO 3 = sal: NaNO 3 nitrato de sódio cátion: Ca 2+ + ânion: PO 4 3 = sal: Ca 3 (PO 4 ) 2 fosfato de cálcio OXIDOS DEFINIÇÃO Óxidos são compostos formados por oxigênio e um outro elemento menos eletronegativo que ele. Nestes compostos temos o grupo O 2. 1º- CASO: ÓXIDOS MOLECULARES Geralmente formados por oxigênio e um outro ametal. Indica-se as quantidades de todos os átomos. CO: monóxido de carbono SO 3 : trióxido de enxofre N 2 O 5 : pentóxido de dinitrogênio 2º- CASO: ÓXIDOS IÔNICOS Formados por oxigênio ligado a metais. Óxido de Nome do Metal. óxido de sódio: Na + O 2 Na 2 O óxido de cálcio: Ca 2+ O 2 CaO óxido de alumínio: Al 3+ O 2 Al2O3 óxido de ferro III: Fe 3+ O 2 Fe2O3 Os peróxidos são substâncias formadas com o grupo(o 2 ) 2 peróxido de potássio: K + O 2 2 K 2 O 2 peróxido de bário: Ba 2+ O 2 2 BaO 2

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