IntroduçãoIntroduçãoAo final saberei ... •Diferenciar a Energia de e-

•Identificar e- em orbitais atômicos

•Hibridização

•Ligações Iônicas e Covalentes

•Eletronegatividade

•Carga Formal

Para utilizar ,,,

• Construção de OM

•Geometria e Energia dos OM

•Estrutura 3D

•Reatividade a partir da E dos OM

•Mecanismo de Reações

•Conjugação

1. Átomos, Elétrons, e Orbitais 2. Ligações iônicas 3. Ligações Covalentes 4. Ligações duplas e Triplas 5. Ligações Covalentes & Eletronegatividade 6. Carga Formal

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1.11.1Átomos, Elétrons, e OrbitaisÁtomos, Elétrons, e Orbitais

Prótons Prótons

positivamente carregado positivamente carregado

massa = 1.6726 X 10massa = 1.6726 X 10-27-27 kg kg

Nêutrons Nêutrons

neutro neutro

massa = 1.6750 X 10massa = 1.6750 X 10-27-27 kg kg

Elétrons Elétrons

negativamente carregado negativamente carregado

massa = 9.1096 X 10massa = 9.1096 X 10-31-31 kg kg

++

•• ––

ÁtomosÁtomos

Número atômico (Z)Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo = número de prótons no núcleo

(deve ser igual ao número de elétrons do átomo neutro) (deve ser igual ao número de elétrons do átomo neutro)

Número de massa (A)Número de massa (A) = soma de prótons e nêutrons = soma de prótons e nêutrons

ZZXX

AA

Número atômico Número atômico Número de MassaNúmero de Massa

SchrödingerSchrödinger combinou a idéia que o movimento do combinou a idéia que o movimento do

elétron é descrito pela natureza ondulatória do elétron elétron é descrito pela natureza ondulatória do elétron

e expressou como uma equação de onda para a energia e expressou como uma equação de onda para a energia

de um elétron em um átomo. de um elétron em um átomo.

A resolução da equação (equação de Schrödinger) A resolução da equação (equação de Schrödinger)

dá uma série de soluções chamadas função de onda (dá uma série de soluções chamadas função de onda (). ).

Equação de SchrödingerEquação de Schrödinger

São permitidos só certos valores de São permitidos só certos valores de . Cada . Cada

corresponde a uma certa energia. A probabilidade de corresponde a uma certa energia. A probabilidade de

achar um elétron em uma posição particular em relação achar um elétron em uma posição particular em relação

ao núcleo é determinada por ao núcleo é determinada por 22. Cada estado de energia . Cada estado de energia

corresponde um orbital. corresponde um orbital.

Funções de onda Funções de onda

Figura 1.1- Probabilidade distribuição (Figura 1.1- Probabilidade distribuição ( 22) ) de um elétron em um orbital 1de um elétron em um orbital 1ss..

Densidade Eletrônica Densidade Eletrônica

Figura 1.2- Região de probabilidade dos orbitais 1Figura 1.2- Região de probabilidade dos orbitais 1s s e 2e 2ss..

1s1s

As superfícies indicam a região onde a probabilidade

de encontrar um elétron é da ordem de 90-95%

Densidade eletrônicaDensidade eletrônica

2s2s

Cada orbital é caracterizado por uma série Cada orbital é caracterizado por uma série de números quânticos. de números quânticos. O O número quântico principal número quântico principal nn é um número inteiro é um número inteiro (integral) que especifica a camada e sta relacionado (integral) que especifica a camada e sta relacionado à energia do orbital. à energia do orbital. O O número de quântico do momento angularnúmero de quântico do momento angular normalmente é designado por letras (normalmente é designado por letras (s, p, ds, p, d, f, etc) , f, etc) e descreve a forma do orbital. e descreve a forma do orbital.

Números QuânticosNúmeros Quânticos

OOs Orbitais s Orbitais ss são esféricamente simétricos. são esféricamente simétricos. A energia de um orbital A energia de um orbital ss aumenta com o número aumenta com o número

de superfície nodal que ele possui. de superfície nodal que ele possui. Superfície nodal é a região onde a probabilidade Superfície nodal é a região onde a probabilidade

de achar um elétron é zero. de achar um elétron é zero. O orbital O orbital 1s1s não tem nenhum nó; não tem nenhum nó;

O orbital O orbital 2s2s tem um; O tem um; O 3s3s tem dois, etc. tem dois, etc.

Orbitais s Orbitais s

OOs Orbitais s Orbitais ss são esféricamente simétricos. são esféricamente simétricos. A energia de um orbital A energia de um orbital ss aumenta com o número aumenta com o número

de superfície nodal que ele possui. de superfície nodal que ele possui. Superfície nodal é a região onde a probabilidade Superfície nodal é a região onde a probabilidade

de achar um elétron é zero. de achar um elétron é zero. O orbital O orbital 1s1s não tem nenhum nó; não tem nenhum nó;

O orbital O orbital 2s2s tem um; O tem um; O 3s3s tem dois, etc. tem dois, etc.

Orbitais s Orbitais s

11ss 22ss 22pp

H H

He He

Número quântico principal (n) = 1 Número quântico principal (n) = 1 Hidrogênio Hélio Hidrogênio Hélio Z = 1 Z = 2 Z = 1 Z = 2 11s s 1 1 11s s 22

Primeiro Primeiro PeríodoPeríodo

OrbitaisOrbitais pp tem forma de halterestem forma de halteres

Não é possível para n = 1. Não é possível para n = 1. É possível para n = 2 ou maior. É possível para n = 2 ou maior. Há três orbitais de p para cada valor de n ( n > 1). Há três orbitais de p para cada valor de n ( n > 1).

Orbitais Orbitais pp

Número de quântico principal (n) = 2 Número de quântico principal (n) = 2

11ss 22ss 22pp

Be 4Be 4

B 5B 5

C 6C 6

Li 3Li 3

ZZ

SegundoSegundo Período Período

11ss 22ss 22pp

O 8O 8

F 9F 9

Ne 10Ne 10

N 7N 7

ZZ

Segundo Período Segundo Período

1.21.2Ligações iônicas Ligações iônicas

Uma ligação iônica é a força de atração Uma ligação iônica é a força de atração eletrostática entre íons de cargas opostaseletrostática entre íons de cargas opostas

ClCl–– (anion) (anion)

NaNa+ + (cation)(cation)

Ligação iônicaLigação iônica

Ligações iônicas são comuns em química Ligações iônicas são comuns em química inorgânica mas raro em química orgânica. inorgânica mas raro em química orgânica. Carbono tem menor tendência para formar Carbono tem menor tendência para formar catíons que os metais (PI), e menor tendência catíons que os metais (PI), e menor tendência para formar anions que os não metais (AE). para formar anions que os não metais (AE).

Ligação iônicaLigação iônica

1.3 1.3 Ligações CovalentesLigações Covalentes

Em 1916 G. N. Lewis propôs que átomos se combinem Em 1916 G. N. Lewis propôs que átomos se combinem

para alcançar uma configuração de elétron mais estável. para alcançar uma configuração de elétron mais estável.

Estabilidade máxima resulta quando um átomo Estabilidade máxima resulta quando um átomo

for isoeletrônico com um gás nobre. for isoeletrônico com um gás nobre.

Um par de elétrons que é compartilhado entre dois Um par de elétrons que é compartilhado entre dois

átomos constitui uma ligação covalente. átomos constitui uma ligação covalente.

Ligação Química Ligação Química O Modelo de LewisO Modelo de Lewis

Ligação Covalente no HLigação Covalente no H22

HH .. HH..Dois átomos de hidrogênio, cada com 1 elétron, Dois átomos de hidrogênio, cada com 1 elétron,

compartilham esses elétrons formando uma compartilham esses elétrons formando uma ligação covalenteligação covalente. .

HH :: HH Compartilhamento do par de elétrons confere a cada Compartilhamento do par de elétrons confere a cada

hidrogênio hidrogênio uma configuração eletrônica análoga a do uma configuração eletrônica análoga a do héliohélio. .

Ligação Covalente no FLigação Covalente no F22

Dois átomos de flúor, Dois átomos de flúor, cada um com 7 elétrons de valência, cada um com 7 elétrons de valência,

compartilham esses elétrons formando compartilham esses elétrons formando Uma ligação covalente. Uma ligação covalente.

Compartilhamento do par de elétrons confere a cada Compartilhamento do par de elétrons confere a cada flúorflúor uma configuração eletrônica análoga a do uma configuração eletrônica análoga a do NeônioNeônio. .

....

....FF.. FF..:: ::

....

....

FF :: FF:: ::........

....

....

Ligação Covalente no FLigação Covalente no F22

Dois átomos de flúor, Dois átomos de flúor, cada um com 7 elétrons de valência, cada um com 7 elétrons de valência,

compartilham esses elétrons formando compartilham esses elétrons formando Uma ligação covalente. Uma ligação covalente.

Compartilhamento do par de elétrons confere a cada Compartilhamento do par de elétrons confere a cada flúorflúor uma configuração eletrônica análoga a do uma configuração eletrônica análoga a do NeônioNeônio. .

....

....FF.. FF..:: ::

....

....

FF :: FF:: ::........

....

....

É comum representar a ligação covalente É comum representar a ligação covalente usando usando uma linha. uma linha.

:: FF::........CC

:: FF::........

:: FF::........:: FF::

....

....

.. ..

CCFF

FF

FF

FF

....

............:: ::

:: ::

:: ::

....

comocomo

Exemplo Exemplo

Representação de LewisRepresentação de Lewis

1.4 1.4 Ligações duplas e Ligações duplas e Ligações TriplasLigações Triplas

CC:: :: ::OO....

::OO....

:: :: CC ::OO....

OO....

::

:: :: ::NN::CC::HH ::NNCCHH

Gás carbônico Gás carbônico

Cianeto de hidrogênio Cianeto de hidrogênio

Exemplos inorgânicos Exemplos inorgânicos

Etileno Etileno

AcetilenoAcetileno :: :: ::CC::CC::HH HH CCCCHH HH

CC:: ::CC....

HH :: ::....

HHHHHH

CC CC

HH HH

HHHH

Exemplos orgânicosExemplos orgânicos

1.5 1.5 Ligações CovalentesLigações Covalentes

e Eletronegatividadee Eletronegatividade

Um elemento eletronegativo atrai elétrons. Um elemento eletronegativo atrai elétrons.

Um elemento eletropositivo libera elétronsUm elemento eletropositivo libera elétrons. .

Eletronegatividade Eletronegatividade • EletronegatividadeEletronegatividade é uma medida da habilidade

de um elemento em atrair elétrons quando comparado

a outro elemento.

GeneralizaçãoGeneralização

átomos de mesma eletronegatividade formam átomos de mesma eletronegatividade formam

Ligações não polarLigações não polar

H:H H:H :: NN NN::FF::........FF::

....

....

GeneralizaçãoGeneralização

Ligações polares resultam da conexão de Ligações polares resultam da conexão de átomos com eletronegatividade diferentesátomos com eletronegatividade diferentes

: : O O C C

FF::........HH

OO........HH

HH

O O : : .. .. .. ..

Quanto maior a diferença de eletronegatividade Quanto maior a diferença de eletronegatividade

entre dois átomos mais polar será a ligação. entre dois átomos mais polar será a ligação.

%% Caráter Iônico = [ Ea – Eb / Ea ] . 100

% Caráter Iônico do HF = 4 – 2.1 / 4 .100 = 47,5 %

1.6 1.6 Carga formalCarga formal

Carga formalCarga formal é a carga calculada para um é a carga calculada para um átomo de uma estrutura de Lewis baseada átomo de uma estrutura de Lewis baseada no compartilhamento dos pares de elétrons. no compartilhamento dos pares de elétrons.

Cformal = Grupo – [(e- n )+( n° de ligações)/2]

Ácido NítricoÁcido Nítrico

.. .. ::

....HH OO

OO

OO

NN

::

::....

....

Cálculo da carga formal para cada Cálculo da carga formal para cada átomo na estrutura de Lewis. átomo na estrutura de Lewis.

Carga formal do H, O e N Carga formal do H, O e N

Clicar o mouse no átomo e calcule a sua carga formal Após, clique na seta de retorno, para escolher outro centro

.. .. ::

....HH OO

OO

OO

NN

::

::....

....

Hidrogênio compartilha 2 elétrons com o oxigênio. Hidrogênio compartilha 2 elétrons com o oxigênio. Considere 1 elétron para o H e 1 para o O. Considere 1 elétron para o H e 1 para o O. O átomo de hidrogênio tem 1 elétron. O átomo de hidrogênio tem 1 elétron. Então, a carga formal do H no ácido nítrico é 0. Então, a carga formal do H no ácido nítrico é 0.

Carga formal do HCarga formal do H Ácido NítricoÁcido Nítrico

Voltar

.. .. ::

....HH OO

OO

OO

NN

::

::....

....

Oxigênio tem 4 elétrons em ligações covalentes. Oxigênio tem 4 elétrons em ligações covalentes. Considere 2 destes 4 elétrons para o O. Considere 2 destes 4 elétrons para o O. Oxigênio tem 2 pares de eOxigênio tem 2 pares de e- - não ligantes (enão ligantes (e-- n)n). .

considere todos os 4 elétrons do O. considere todos os 4 elétrons do O. Então, o número total de elétrons do O é 2 + 4 = 6. Então, o número total de elétrons do O é 2 + 4 = 6.

CargaCarga formal do O formal do O

Ácido NítricoÁcido Nítrico

.. .. ::

....HH OO

OO

OO

NN

::

::....

....

Total de elétrons do O é 6 Total de elétrons do O é 6 (4 elétrons, 2 pares não ligantes + a metade dos (4 elétrons, 2 pares não ligantes + a metade dos

4 elétrons ligantes). 4 elétrons ligantes). O oxigênio tem 6 elétrons (grupo 6). O oxigênio tem 6 elétrons (grupo 6). Então, a carga formal do O é zeroEntão, a carga formal do O é zero. .

Carga formal do O Carga formal do O

Ácido NítricoÁcido Nítrico

Ácido Nítrico Ácido Nítrico

.. .. ::

....HH OO

OO

OO

NN

::

::....

....

Total de elétrons do O é 7 (Total de elétrons do O é 7 (66 elétrons, elétrons, 33 pares de e pares de e-- n n + a metade dos + a metade dos 2 elétrons2 elétrons compartilhados). compartilhados).

O oxigênio tem 6 elétrons. O oxigênio tem 6 elétrons. Então, a carga formal doEntão, a carga formal do O é -1. O é -1.

Carga formal do O Carga formal do O

.. .. ::

....HH OO

OO

OO

NN

::

::....

....

Total de elétrons do N é 4 (a metade Total de elétrons do N é 4 (a metade dos 8 elétrons das 4 ligações dos 8 elétrons das 4 ligações covalentes). covalentes).

O nitrogênio tem 5 elétrons (grupo 5). O nitrogênio tem 5 elétrons (grupo 5). Então, a carga formal de N é +1. Então, a carga formal de N é +1.

CargaCarga formal do N formal do N

Ácido Nítrico Ácido Nítrico

- -

.. .. ::

....HH OO

OO

OO

NN

::

::....

....

Uma estrutura de Lewis completa exige a Uma estrutura de Lewis completa exige a indicação das cargas formais (se houver)indicação das cargas formais (se houver)

Cargas formaisCargas formais

-- + +

Ácido Nítrico Ácido Nítrico

Carga formal = Carga formal = número do grupo na Tab Periódicanúmero do grupo na Tab Periódica - -

[ número de ligações / 2 ] [ número de ligações / 2 ] + número de elétrons n

Fórmula aritmética para calcular carga formalFórmula aritmética para calcular carga formal. . Carga formal Carga formal

Cformal = Grupo – [(e- n )+( n° de ligações)/2]

““Contagem de Elétrons" Contagem de Elétrons" e e carga formalcarga formal no NH4 no NH4++ e BF4 e BF4 - -

11

44

NN

HH

HH HH

HH

++7 7

4 4

....

BBFF

FF

FF

FF

....

............:: ::

:: ::

:: ::

....

--

Carga formal Carga formal