As reações químicas são uma consequência da perda, ganho compartilhamento e rearranjo dos elétrons de valência entre átomos.

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Amadeu Amaro Lopes
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1 ESTRUTURA MOLECULAR

2 As reações químicas são uma consequência da perda, ganho compartilhamento e rearranjo dos elétrons de valência entre átomos. Nas reações químicas somente nos interessa saber quantos elétrons de valência possui um determinado átomo. Em 1916, Gilbert Lewis apresentou uma maneira prática de representar oselétronsdacamadadevalênciadeumátomo SímbolosdeLewis SÍMBOLOS DE LEWIS Constituído pelo símbolo do elemento (que representa o núcleo e os elétrons internos do átomo) e por pontos (representam os elétrons de valência) dispostos em torno do símbolo.

3 Regra prática para se saber o número de elétrons de valência de um átomo: verificar o nº do grupo a que pertence o átomo. O nº do grupo indicará o nº de elétrons de valência. Regra válida para os elementos dos grupos 1, 2, 13-18

4 Os gases nobres possuem configuração eletrônica muito estável, o que se manifesta pelas elevadas energias de ionização e pequena afinidade eletrônica e reatividade química. Como todos os gases nobres(exceto o Hélio) possuem oito elétrons de valência, muitos átomos ao sofrerem reação química acabam ficando com oito elétrons da última camada eletrônica. Essa observação levou a formulação da Regra do Octeto. Regra do octeto: átomos tendem a ceder, receber ou compartilhar elétrons, até que tenham na camada de valência oito elétrons como os gases nobres (ou 4 pares de elétrons).

5 EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO Moléculascomnúmeroímpardeelétrons:ClO 2 ;NO;NO 2 Deficiência em elétrons (Moléculas nas quais um átomo tem menos que 8 elétrons): situação comum para Boro e Berílio. Ex.:BF 3 Expansão do octeto (Moléculas nas quais um átomo tem mais que 8 elétrons): observada apenas para os elementos do 3º período em diante da TP. Estes elementos possuem orbitais d vazios de baixa energia que podem ser utilizados para a formação de ligações. Ex.: PCl 5,ICl 4-,PO 4-3,SO 4-2

6 ESTRUTURAS DE LEWIS Regras para desenhar as estruturas de Lewis: Determinar o arranjo dos átomos na molécula, elegendo um átomo central: geralmente o átomo central é o que possui menor afinidade eletrônica. Átomoscentraisgeralmentesão:C,N,PeS Os halogênios são geralmente átomos terminais, exceto quando combinados com oxigênio em oxiácidos O hidrogênio é sempre átomo terminal O oxigênio é o átomo central na água, mas com C, N, P e halogênios é átomo terminal

7 Determinar o número de elétrons de valência na molécula ou íon Molécula neutra: Somar os elétrons de valência de todos os átomos Ânions: Acrescentar o nº de elétrons correspondente a carga negativa ao somatório dos elétrons de valência dos átomos Cátions: Retirar o nº de elétrons correspondente a carga positiva do íon do somatório dos elétrons de valência dos átomos Colocar um par de elétrons entre dois átomos, para formar uma ligação simples. O par de elétrons será simbolizado por um traço. Usar os elétrons restantes para colocar pares de elétrons isolados nos átomos terminais (exceto o H) completando oito elétrons em cada átomo. Os que sobrarem colocar no átomo central. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, fazer ligações múltiplas.

8 ESTRUTURAS MOLECULARES TEORIA VSEPR As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostramonúmeroeostiposdeligaçõesentreosátomos. A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, consequentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão teoria VSEPR (Valence-Shell Electron Pair Repulsion)

9 As geometrias ideais que minimizam a repulsão entre os pares eletrônicos são:

10 Como prever o formato das moléculas? 1º) Montar as estruturas de Lewis 2º)Observarseháounãoparesdeelétronsnãoligantessobreoátomo central Moléculas com átomos centrais sem pares de elétrons não-ligantes Para estas moléculas a geometria será alguma das apresentadas, respeitandoonúmerodeátomosterminais.ex.:ccl 4

11 Moléculas com átomos centrais com pares de elétrons não-ligantes Os pares isolados provocam algumas distorções na estrutura e nos ângulos devido ao fato de: RepulsãoPI-PI>PI-PL>PL-PL Quando um par isolado(pi) está presente, os ângulos das ligações são menores que os previstos pela geometria. Os pares isolados escolhem as maiores localizações Se todos os locais são iguais em tamanho, os pares isolados serão transumemrelaçãoaooutro. Um par de elétrons isolado ocupa um espaço maior do que um par de elétrons ligante Dependendo do número de pares de elétrons isolados que o átomo central possui, a molécula pode ter as seguintes geometrias: OBS.: Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos átomos.

12 Moléculas Trigonal-plana

13 Moléculas Tetraédricas OBS.: Ligações duplas ou triplas são consideradas como ligações simples para a previsão da geometria molecular.

14 Moléculas Bipirâmide-trigonal

15 Moléculas Octaédricas

16 FORMATO MOLECULAR E POLARIDADE Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, aligaçãoentreelesépolar. É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar. Porexemplo,osdipolosdeligaçãonoCO 2 cancelam-seporqueoco 2 élinear. Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se cancelam. Consequentemente, a água é uma molécula polar. A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria molecular.

17 Moléculas Polares: se todos os átomos ligados ao átomo central não forem os mesmos, ou se existirem pares de elétrons isolados no átomo central, a molécula é geralmente polar. Moléculas Apolares: se não existirem pares de elétrons isolados no átomocentraloutodososátomosligadosaoátomocentralsãoiguais,a molécula é apolar.

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