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Capítulo 3:FORMA E ESTRUTURA DAS MOLÉCULAS, LIGAÇÕES QUÍMICAS, images…

- - - - No momento das ligações o átomo central promove um elétron para um.nível maior de energia e após isso muda sua forma criando outros diferentes dos iniciais.
        Ex:C niveis s e p são hibridizados para formar as 4 ligações.
        Sp3, sp2, sp, sp3d, sp3d2,sp3d2
        
        Teoria do Orbital Molecular:(TOM)
        
        surge para explicar inconsistências entre a
        Teoria de Lewis, ligação de valência e observações experimentais
        
        Dá enfoque nos orbitais comuns a molécula e não aos individuais.
        Funciona da seguinte maneira para moléculas homoatômicas:
        Cada orbital é discrito por uma função de onda e, em uma ligação química, elas se sobrepõem. Essa sobreposição ocorre de duas maneiras: se as funções se superpõem construtivamente, sua amplitude aumenta e há uma máxima probabilidade de encontrar os elétrons na região internuclear. Se ela ocorrer destrutivamente(ondas defasadas), dão origem a uma região de menor amplitude,ou seja, de menor chance de encontrar os elétrons entre os núcleos.
        No primeiro caso, há formação de um orbital ligante e de menor energia que os originais, e no segundo se forma um orbital anti-ligante com maior energia que os originais.
        
        O diagrama de energia fica:
        
        Orbitais p usados em ligações sigma e pi
        
        Orbitais s usados na ligação sigma
        
        Se ocorrer a sobreposição frontal entre os eixos de dois orbitais se tem uma ligação sigma. Caso essa ocorra entre eixos paralelos forma-se uma ligação pi
        
        Princípios a Serem Seguidos no Preenchimento dos Orbitais:
        
        Cada orbital só pode acomodar 2 elétrons e caso ocupem, cada um deles terá spin diferente(ceta para cima ou para baixo)(Pauli)
        
        sempre se começa a ocupar níveis menor energia e se progride para os outros de maior energia*
        
        se mais de um orbital de mesma energia estão disponíveis eles são ocupados um a um paralelamente e depois são emparelhados(regra de hund)
        
        Diagramas de Energia
        
        Do Li2 até o N2 o orbital pi ligante tem menor energia que o sigma ligante. Do O2 até o F2 ocorre o inverso
        
        Ordem de Ligação
        Ord.Lig = (Orb.Lig - Orb.Anti-lig)/2
        Ordem de ligação mostra quantas ligações são formadas e disso podems retirar a informação que expôe a força de uma ligação ou a possibilidade da moléculas existir ou não.
        Quanto maior for Ord.Lig maior a força de ligação e menor será o comprimento da ligação.
        
        PARAMAGNETISMO:
        A molécula tem elétrons desemparelhados e por conta disso é atraída pelo campo magnético
        DIAMAGNETISMO
        Ocorre quando uma molécula possui elétrons desemparelhados e devido a isso ela não sofre influência do campo magnético
        
        Para o caso de moléculas heteronucleares:
        
        ligação presente é polar;
        
        átomo mais eletronegativo( menor energia) fica à direita;
        
        átomo menos eletronegativo(maior energia) fica à esquerda
        
        Aplicação do TOM a condutividade elétrica:
        Um ligação metálica se dá pela sobreposição dr orbitais de um mesmo metal ao longo de sua extensão. Esses orbitais sempre aparecerão de acordo com o elemento,por exemplo:
        Ligação Li-Li há 1 orbital 2s ligante formado, com 2 elétrons dentro dele e 1 annti-ligante 2s vazio. Se mais um líto for adicionado, haverá mais um orbital ligante 2s e outro anti-ligante com essa mesma configuração e a proporção que isso ocorre se forma uma "escada" de orbitais ligante e outra de anti-ligantes,chamadas de bandas. A banda de condução é formada pelos anti-ligantes e geralmente se encontra vazia e a dr valência é formada pelos ligantes e encontra-se preenchida.
        A distância energética entre essas duas bandas é pequena e por isso os elétrons de de orbitais mais energéticos ficam migrando livremente para as de condução e assim aparecerá ,em menor ou em maior grau, a eletricidade.
        Nos isolantes essa distância é muito grande e por isso a cinese dos elétrons entre bandas é dificultada.
        
        Para semicondutores:
        Em um semicondutor a corrente elétrica não flui tão bem quanto em condutores, porém esse efeito pode ser ampliado pela adição de elétrons a banda de condução ou remoção de elétrons da banda de valência. A esse efeito se dá o bome de dopagem e nele são espalhados impurezas compostas de outros elementos para modificar as características eletrônicas da espécie.
        Se for adicionado a um elemento um outro com número de elétrons maior diz-se que o orbital está com excesso de elétrons e assim le é chamado de semicondutor do tipo n.
        Se for adicionado a um elemento outro diferente, com menor número de elétrons, a orbital molecular estará com deficiência de elétrons e assim se denominará semicondutor do tipo p.
        
        HIBRIDAÇÃO:
        Como saber?
        
        fazer a geometria
        
        analisar o número de ligações formadas
        
        pela distribuição eletrônica analisar quais orbitas farão ligações sigma.
        
        elétrons emparelhados são representados por caixas com tal diaposição
        
        aqueles usados em ligações pi não entram na hibridação(orbitais raiz ou algo do tipo)
        
        Ex: CH4
        Sp3
        CO2
        sp
- - - - ◇X > 1,8 lig tem caráter predominantemente iônico
      - 0,1 < ◇X < 0,3 lig tem caráter cov.apolar
      - 0,4 < ◇X < 1,7 lig e cov polar
  - - - 1 - Contar elétrons de valência;
        2 - Concetar os átomos usando dois elétrons por ligação;
        3 - Adicionar 3 pares de eletrons não ligantes aos átomos mais externos exceto H;
        4 - atribuir pares aos mais internos;
        5 - Identificar estruturas de lewis mais concordantes ou já existentes
        
        Para verificar a validade utilizar a Carga Formal:
        Carga que os átomos ligados teriam se todas as ligações fossem covalentes
        
        V = n é de valência;
        
        L = n é em pares ligantes
        
        S = n é em pares isolados
        
        Mais baixa possível entre todas as combinações
        
        Deve ser negativa em elementos com mais eletronegativos
  - - - Quando a molécula se estabiliza com número ímpar de eletrons
        Ex: NO,NO2
      - Quando ela se estabiliza com mais ou com menos de oito elétrons
        Ex: BF6, SF6