1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6...

Transcrição

1 onfiguração Electrónica forma como os electrões estão distribuídos pelas várias orbitais atómicas. rdem pela qual as orbitais são preenchidas 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6... nº máximo de electrões que suporta cada orbital atómica s p d f

2 Regra do octeto - quando os átomos formam ligações covalentes partilham electrões de modo a ficarem rodeados por oito electrões de valência. N N N l N N l N N Ligação simples Ligação dupla Ligação tripla

3 LIGAÇÃ IÓNIA s compostos iónicos em geral combinam um metal do grupo IA ou do grupo IIA com um halogéneo ou com oxigénio Li 3Li 1s 2 2s 1 9 1s 2 2s 2 2p 5 Li + Li + - (Li ) 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 5 [e] [Ne] electrão 2s 1 do átomo de lítio é transferido para o átomo de flúor s iões que formam a entidade Li + - permanecem juntos devido à atracção electrostática ente o ião Li + e o ião -. resultado desta atracção é a formação de uma ligação iónica, a qual faz com que os iões permaneçam ligados no composto iónico.

4 EXEPÇÕES À REGRA D TET cteto incompleto - quando o número de electrões que rodeia o átomo central é menor do que oito. Be B N cteto expandido- quando o número de electrões que rodeia o átomo central é maior do que oito. S As l l l P l l

5 electronegatividade aumento percentagem do carácter iónico da ligação 1- Ligação Química : Breve Revisão Electronegatividade - tendência de um átomo numa ligação para atrair para si os electrões que formam essa ligação química. elementos mais electronegativos: halogénios, oxigénio, enxofre e azoto. elementos menos electronegativos: metais alcalinos e alcalino-terrosos. aumento da electronegatividade ,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 diferença de electronegatividade entre os átomos ligação covalente apolar ligação covalente polar ligação iónica partilha de electrões exactamente igual Átomos do mesmo elemento l 2 partilha desigual de electrões Elementos com electronegatividades semelhantes -l d+ d- transferência de electrões Elementos com electronegatividades muito diferentes Nal

6 ESRITA DE ESTRUTURAS DE LEWIS l 3 Escrever o esqueleto estrutural do composto evidenciando os átomos que se encontram ligados entre si átomo menos electronegativo ocupa a posição central l ontar todos os electrões de valência para aniões: adicionar o número de cargas negativas a esse total para catiões: subtrair o número de cargas positivas a esse total 6x3 l e- Desenhar uma ligação covalente simples entre o átomo central e cada um dos átomos ligandos l ompletar o octeto dos átomos ligados ao átomo central l olocar os electrões remanescentes no átomo central l

7 ESRITA DE ESTRUTURAS DE LEWIS l 3 Se a regra do octeto não se verificar para o átomo central, estabelecer ligações duplas ou triplas entre o átomo central e os ligandos utilizando para tal os pares isolados destes últimos átomos 2-2- ARGA RMAL E ESTRUTURAS DE LEWIS arga formal de um átomo - diferença entre o número de electrões de valência num átomo isolado e o número de electrões atribuídos a esse átomo numa estrutura de Lewis.

8 ARGA RMAL E ESTRUTURAS DE LEWIS arga formal = nº total de electrões de - nº total de - 1/2 nº total valência no átomo electrões de electrões isolado não-ligantes ligantes 2 S 4 S S S Estrutura I Estrutura II S 2+ S Estrutura I Estrutura II

9 Licenciatura em Enologia Química rgânica I (Lucinda Reis) 2- Ligação Química : Breve Revisão 9

10 ARGA RMAL E ESTRUTURAS DE LEWIS Para moléculas neutras, a soma de todas as cargas formais tem de ser zero. Para catiões, a soma de todas as cargas formais tem de igualar a carga positiva do catião. Para aniões, a soma de todas as cargas formais tem de igualar a carga negativa do anião. Quando são possíveis várias estruturas de Lewis, aquelas que tiverem cargas formais mais baixas são mais estáveis e, por isso, preferíveis.

11 NEIT DE RESSNÂNIA S S S Estruturas de ressonância (estruturas de Lewis equivalentes, que se podem converter umas nas outras mudando apenas as posições dos electrões) benzeno ( 6 6 )

12 GEMETRIA MLEULAR MDEL RPEV (Repulsão dos Pares Electrónicos da amada de Valência) As ligações duplas e triplas podem ser tratadas como se fossem ligações simples. Se puderem ser escritas duas ou mais estruturas de ressonância para uma molécula, o modelo pode ser aplicada a qualquer delas. 180º Geometria linear == 109,5º 120º Geometria tetraédrica 104,5º Geometria triangular plana Geometria angular

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14 IBRIDAÇÃ 6 ibridação sp 3 estado fundamental 1s 2 2s 2 2px 2py 2pz estado excitado 1s 2 2s 1 2px 2py 2pz hibridação 1s 2 4 orbitais híbridas sp 3

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16 hibridação IBRIDAÇÃ 1s 2 2 orbitais híbridas sp 2 orbitais p puras 7N estado fundam ental ibridação sp 3 N 1s 2 2s 2 2px 2py 2pz hibridação 1s 2 4 orbitais híbridas sp 3

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18 IBRIDAÇÃ 6 ibridação sp 2 estado fundamental 1s 2 2s 2 2px 2py 2pz estado excitado 1s 2 2s 1 2px 2py 2pz hibridação 1s 2 3 orbitais híbridas sp 2 orbital p pura

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21 IBRIDAÇÃ 6 ibridação sp estado fundam ental 1s 2 2s 2 2px 2py 2pz estado excitado 1s 2 2s 1 2px 2py 2pz hibridação 1s 2 2 orbitais híbridas sp 2 orbitais p puras ibridação sp 3 7N N

22 1 - Ligação Química : Breve Revisão

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24 PLARIDADE MLEULAR Momento dipolar = q x r (1 D = 3,33 x m) Moléculas diatómicas homonucleares: = 0 moléculas apolares 2 = 0 Moléculas diatómicas heteronucleares: 0 moléculas polares l > 0 Moléculas poliatómicas: depende da polaridade das ligações e da geometria molecular moléculas apolares 2 Bl 3 l 4 = 0 = 0 = 0

25 PLARIDADE MLEULAR moléculas polares 2 N 3 0 > 0 momento dipolar é útil na distinção de moléculas diferentes l l l = 0 l = 1,89 D