Created byProfessor William Tam & Dr. Phillis Chang

Ch. 1 - 1

Capítulo 1

O Básico

Ligação e EstruturaMolecular

Ch. 1 - 2

1. Introdução

❖ O nome Química Orgânica veio da palavraorganismo

❖ Química Orgânica é o estudo doscompostos de carbono. Carbono, número atômico 6, é um elemento do segundo período. Apesar do carbono ser o principal elemento nos compostos orgânicos, a maioria também contémhidrogênio, e muitos contêm nitrogênio, oxigênio, fósforo, enxofre, cloro ou outros elementos

Ch. 1 - 3

❖ A maioria dos compostos encontrados na natureza – aqueles que nós dependemos para alimentação, medicamento, vestuário (algodão, lã, seda), e energia (gás natural, petróleo) -são orgânicos

❖ Compostos orgânicos importantes não são, no entanto, limitados a aqueles que encontramos na natureza

❖ Os químicos aprenderam a sintetizar milhões de compostos orgânicos não encontrados na natureza, incluindo tecidos sintéticos, plásticos, borracha sintética, medicamentos, e até mesmo coisas como filme fotográfico & Super cola

Ch. 1 - 4

2. Estrutura Atômica

❖ Compostos

● São constituídos de elementoscombinados em diferentes proporções

❖ Elementos

● São constituídos de átomos

❖ Átomos

● Consiste de um núcleo denso positivamente carregado contendo prótons e nêutrons

● Com uma nuvem circundante de elétrons carregados negativamente

Ch. 1 - 5

❖ Cada elemento é caracterizado pelo seu número atômico (Z)

❖ Número Atómico = número de prótons no núcleo

Ch. 1 - 6

Ch. 1 - 7

2A. Isótopos

❖ Apesar de todos os núcleos de todos os átomos de um mesmo elemento possuírem o mesmo número de prótons, alguns átomos de um mesmo elemento podem ter massas diferentes, porque eles têm diferentes números de nêutrons. Tais átomos são chamados de isótopos

Ch. 1 - 8

❖ Exemplos

(1) 12C 13C 14C(6 prótons6 nêutrons)

(6 prótons7 nêutrons)

(6 prótons8 nêutrons)

Hidrogênio(1 próton

0 nêutrons)

Deutério(1 próton1 nêutron)

Trítio(1 próton

2 nêutrons)

(2) 1H 2H 3H

Ch. 1 - 9

2B. Elétrons de Valência

❖ Os elétrons que circundam o núcleo se encontram em camadas de energia crescente e em distâncias crescentes do núcleo. A camada mais importante, chamada de camada de valência, é a camada mais externa, pois os elétrons desta camada são aqueles que o átomo utiliza para estabelecer ligações químicas com outros átomos para formar compostos

❖ O número de elétrons na camada de valência (chamados elétrons de valência) é igual ao número do grupo do átomo

Ch. 1 - 10

❖ e.g. O carbono está no grupo IVA

● Carbono tem 4 elétrons de valência

❖ e.g. O nitrogênio está no grupo VA

● Nitrogênio tem 5 elétrons de valência

❖ e.g. Halogênios estão no grupo VIIA

● F, Cl, Br, I todos tem 7 elétrons de valência

Ch. 1 - 11

3. A Teoria Estrutural da Quimica Orgânica (1858-1861)

❖ Número de ligações covalentes normalmente formadas por alguns elementos encontrados nos compostos orgânicos

Element # of covalent bonds Element # of covalent bonds

H 1 F 1

C 4 Cl 1

N 3 (or 4) Br 1

O 2 I 1

Ch. 1 - 12

❖ Assim,

● C é tetravalente● O é divalente● H e halogênios são monovalentes

C O H Br

(tetravalent) (divalent) (monovalent)

Ch. 1 - 13

❖ Importante:

● Não desenhar nenhuma estrutura com mais de 4 ligações no carbono

C C C

4 bonds

Ch. 1 - 14

❖ 3 ligações no carbono necessita de uma carga no carbono

C

C

C

Br

C

H

C

B

C Never draw 5 (or more) bonds on carbon

Ch. 1 - 15

❖ Oxigênio

● Geralmente divalente

O H3C O H

O

H3C CH3

(diethyl ether) (methanol) (acetone)

Ch. 1 - 16

❖ Pares de elétrons livres no oxigênio podem doar elétrons para um ácido de Lewis

● 3 ligações no oxigênio (com uma carga positiva no oxigênio)

O

H3C

H

H+

e.g.

O

H3C

H

H O

H3C

H

H

dative covalent bond

Ch. 1 - 17

O

H3C CH3

F

B

FF

O

H3C CH3

BF3

orbitais – p vázios

Ch. 1 - 18

❖ Uma ligação no oxigênio

● Geralmente necessita de uma carga negativa no oxigênio

e.g.

O

R OH OH

O

R O

Ch. 1 - 19

3A. Isômeros: A Importância das Fórmulas Estruturais

❖ Existem diferentes compostos que possuem a mesma fórmula molecular. Tais compostos são chamados de isômeros

e.g.OH O

1-Butanol Diethyl ether

Ch. 1 - 20

● Ambos tem a fórmula molecular C4H10O

● Eles são isômeros constitucionais

● Isômeros constitucionais geralmente possuem propriedades físicas diferentes (ex., ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade) e propriedades químicas diferentes (reatividade)

Ch. 1 - 21

3B. A Forma Tetraédrica do Metano

Ch. 1 - 22

4. Ligações Químicas: A Regra do Octeto

❖ As ligações iônicas (ou eletrovalentes) são formadas pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro criando íons

❖ As ligações covalentes são formadas quando átomos compartilham elétrons

Ch. 1 - 23

❖ Regra do Octeto

● A ideia central nos trabalhos de Lewis e Kössel (1916) sobre ligações é que átomos sem a configuração eletrônica de um gás nobre geralmente reagem para produzir tal configuração. Para todos os gases nobres, com exceção do hélio, isto significa alcançar um octeto de elétrons na camada de valência.

● A tendência para um átomo atingir a configuração onde sua camada de valência contém 8 elétrons é chamada de regra do octeto.

Ch. 1 - 24

❖ Lembrete: configuração eletrônica do gás nobre (inerte)

H [1s2] 2

Ne 1s2[2s22p6] 8

Ar 1s22s22p6[3s23p6] 8

# e-s na camada de valência

Ch. 1 - 25

4A. Ligações Iônicas

❖ Os átomos podem ganhar ou perder elétrons e formar partículas carregadas chamadas de íons

● Uma ligação iônica é uma força de atração entre íons com cargas opostas

Ch. 1 - 26

❖ Eletronegatividade (EN)

● A eletronegatividade é uma medida da capacidade de um átomo em atrair elétrons em uma ligação covalente

● A eletronegatividade está baseada em uma escala arbitrária. Ela aumenta ao longo de uma linha horizontal da tabela periódica da esquerda para a direita e aumenta à medida que subimos ao longo de uma coluna vertical. F é o mais eletronegativo (EN = 4,0) e Cs é o menos (EN = 0,7)

Ch. 1 - 27

element (EN)

H

(2.1)

Li (1.0)

Be (1.6)

……..……… B

(2.0) C

(2.5) N

(3.0) O

(3.5) F

(4.0)

Na (0.9)

Mg (1.2)

………………...…… Si

(1.8) P

(2.1) S

(2.5) Cl

(3.0)

K (0.8)

………………………..………………………………… Br

(2.8)

Rb (0.8)

………………………………………………..………… I

(2.5)

Cs (0.7)

……………………………………………………………………

Ch. 1 - 28

Na+

1s2 2s2 2p6

Cl–

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Na1s2 2s2 2p6 3s1

Cl1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

doa 1 e- para

ligação iônica

88

Na+

1s2 2s2 2p6

(1 e- na camada de valência) (7 e- na camada de valência)

Na1s2 2s2 2p6 3s1

Cl1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl–

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Ch. 1 - 29

4B. Ligação Covalente & Estrutura de Lewis

❖ As ligações covalentes formam-se através do compartilhamento de elétrons entre átomos com eletronegatividades similares de forma a alcançar a configuração de um gás nobre

❖ As moléculas são constituídas de átomos unidos exclusivamente ou predominantemente por ligações covalentes

Ch. 1 - 30

: :

: :Cl

[Ne] 3s2 3p5

Cl

[Ne] 3s2 3p5

. .

: :

ligação covalente

Cl—Cl: :

❖ Exemplo

: :

: :

Ch. 1 - 31

❖ Os íons, eles próprios, podem conter ligações covalentes. Considere, como exemplo, o íon amônio

NH H

H

H+

(ammonia)(3 bonds on N)

NH H

H

H

(ammonium cation)(4 bonds on N with

a positive charge on N)

Ch. 1 - 32

5. Como Escrever Estruturas de Lewis

❖ As estruturas de Lewis mostram as ligações entre os átomos em uma molécula ou íon utilizando apenas os elétrons de valência dos átomos envolvidos

❖ Para elementos do grupo principal, o número de elétrons de valência que um átomo neutro contribui para uma estrutura de Lewis é o mesmo número do seu grupo na tabela periódica

Ch. 1 - 33

❖ Se a estrutura que desenhamos é um íon negativo (um ânion), adicionamos um elétron para cada carga negativa à contagem original de elétrons de valência. Se a estrutura é um íon positivo (um cátion), subtraímos um elétron para cada carga positiva

❖ Ao desenhamos as estruturas de Lewis, tentamos dar a cada átomo a configuração eletrônica de um gás nobre

Ch. 1 - 34

❖ Exemplos

(1) Estrutura de Lewis do CH3Br

● Número total de elétrons de valência:

4 + 1 x 3 + 7 = 14

C H Br

Ch. 1 - 35

: :

H

●

8elétrons

de valência

restante 6 elétrons de valência

C

H

H

Br

●

H C

H

H

Br:

Ch. 1 - 36

(2) Estrutura de Lewis para metilamina (CH5N)

● Número total de elétrons de valência:

4 + 1 x 5 + 5 = 14

C H N

Ch. 1 - 37

●

12 elétrons de valência

2 elétrons devalência

H C

H

H

N H

H

H C

H

H

N H

H

:●

Ch. 1 - 38

6. Exceções à Regra do Octeto

❖ Os elementos do 2º período da tabela periódica podem ter um máximo de 4 ligações (isto é, ter 8 elétrons em torno deles), pois estes elementos têm apenas um orbital 2s e três orbitais 2p disponíveis para ligação

❖ Os elementos do 3º período em diante possuem orbitais d que podem ser utilizados para ligação e pode não obedecer à Regra do Octeto

Ch. 1 - 39

Cl

PCl

ClCl

Cl

(PCl5)

Cl

PCl Cl

Cl

Cl

P

ClCl Cl

ClCl

Phosphorus pentachloride

m.p. = 179oC

❖ Exemplos

F

Si

FF F

FF

2-

(SiF62-)

Ch. 1 - 40

❖ Algumas moléculas ou íons altamente reativos têm átomos com menos de oito elétrons em seus níveis mais externos

F

BF F

Ch. 1 - 41

7. Cargas Formais e Como Calculá-las

❖ Carga formal= número de elétrons de valência - 1/2 do número de elétrons compartilhados –número de elétrons não compartilhados

onde F é a carga formal, Z é o número do grupo do elemento, S é igual ao número de elétrons compartilhados e U é o número de elétrons não compartilhados

ou F = Z - S /2 - U

Ch. 1 - 42

❖ Exemplos

N

H

H

H

H

(1) O Íon Amônio (NH4+)

Lembre:

Carga formal do H:

F = Z - S /2 - U

= 1 – 2/2

número do grupo do H

número de elétrons compartilhados

– 0 = 0

número de elétrons livres

Ch. 1 - 43

Carga formal do N:

= 5 – 8/2 – 0 = +1

Carga total do íon= 4 x 0 +1 = +1

A soma aritmética de todas as cargas formais de uma molécula ou íon será igual a carga total da molécula ou íon

número do grupo do N

número de elétrons compartilhados

número de elétrons livres

Ch. 1 - 44

N

O

OO

(2) O Íon Nitrato (NO3-)

F = Z - S /2 - U

Carga formal do O:

= 6 – 2/2 – 6 = -1

Lembre:

número do grupo do O

número de elétrons compartilhados

número de elétrons livres

Ch. 1 - 45

Carga formal do O:= 6 – 4/2 – 4 = 0

Carga formal do N:= 5 – 8/2 – 0 = +1

Carga total do íon= 2 x (-1) + 0 +1 = -1

número do grupo do O

número de elétrons compartilhados

número de elétrons livres

número do grupo do N

número de elétrons compartilhados

número de elétrons livres

Ch. 1 - 46

OH H

(3) Água (H2O)A soma das cargas formais em cada

átomo que compõe uma molécula deve ser zero

Carga formal do O= 6 – 4/2 – 4 = 0

Carga formal do H= 1 – 2/2 – 0 = 0

Carga da molécula= 0 + 2 x 0 = 0

Ch. 1 - 47

7A. Um resumo de Cargas Formais

Ch. 1 - 48

8. Teoria da Ressonância

❖ Muitas vezes, mais de uma estrutura de Lewis equivalente pode ser escrita para uma molécula ou íon (especialmente aquelas que contêm ligações p) representando uma mesma molécula

Ch. 1 - 49

❖ Podemos escrever três estruturas diferentes, mas equivalentes, 1–3

O

CO O

O

CO O

O

CO O

1 2 3

Ch. 1 - 50

O

CO O

2

becomesO

CO O

1

As estruturas 1–3, apesar de não serem idênticas no papel, são equivalentes; todas as ligações carbono–oxigênio têm comprimentos iguais

O

CO O

3

becomes

Ch. 1 - 51

❖ Teoria de ressonância - esta teoria afirma que sempre que uma molécula ou íon puder ser representada por duas ou mais estruturas de Lewis, que diferem somente nas posições do elétrons, duas coisas serão verdadeiras:

● Nenhuma destas estruturas, chamadas de estruturas de ressonância ou contribuintes de ressonância, será uma representação correta para a molécula ou íon. Nenhuma estará completamente de acordo com as propriedades físicas ou químicas da substância.

● A molécula ou o íon real será mais bem representado por um híbrido (média) destas estruturas.

Ch. 1 - 52

● As estruturas de ressonância, então, não são estruturas reais para a molécula ou íon real; elas existem somente no papel

O

CO O

O

CO O

O

CO O

Ch. 1 - 53

● É também importante distinguir a ressonância de um equilíbrio

● Em um equilíbrio entre duas ou maisespécies, é correto pensar em diferentesestruturas e na movimentação (ouflutuação) dos átomos, mas não no casoda ressonância (como no íon carbonato). Os átomos não se movimentam e as “estruturas” existem somente no papel. Um equilíbrio é indicado por e a ressonância por

Ch. 1 - 54

8A. Como Escrever Estruturas deRessonância

❖ Estruturas de ressonância existem somente no papel. Apesar de não terem existência real por si só, as estruturas de ressonância são úteis, uma vez que elas facilitam a descrição de moléculas e íons na qual uma única estrutura de Lewis é inadequada

Ch. 1 - 55

❖ Escrevemos duas ou mais estruturas de Lewis, chamando-as de estruturas de ressonância ou contribuintes de ressonância. Conectamos essas estruturas através de setas de duas pontas ( ) e dizemos que a molécula ou íon real é um híbrido de todas elas.

Ch. 1 - 56

❖ Ao escrever as estruturas de ressonância só é permitido mover os elétrons.

Esta não é uma estrutura de ressonância correta da 1 ou da 2, porque um átomo

de hidrogênio foi movido.

Estas são estruturas de ressonância

H2C CH2 CH CH2

Ch. 1 - 57

❖ Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis corretas.

H

C

H

H O H

Esta não é uma estrutura de Lewis

correta para o metanol, pois o carbono forma 5

ligações.

Ch. 1 - 58

❖ A energia do híbrido de ressonância é menor do que a energia de qualquer uma das estruturas contribuintes. A ressonância estabiliza a molécula ou íon. Isto é especialmente verdade quando as estruturas de ressonância são equivalentes. Os químicos chamam esta estabilização de estabilização de ressonância. Se as estruturas de ressonância são equivalentes, então estabilização de ressonância é grande

Ch. 1 - 59

❖ Quanto mais estável é uma estrutura (quando analisada isoladamente), maior é a sua contribuição para o híbrido

❖ Quanto mais ligações covalentes uma estrutura possui, mais estável ela é

❖ A separação de carga diminui a estabilidade

Ch. 1 - 60

❖ As estruturas nas quais todos os átomos possuem suas camadas de valência completas de elétrons (isto é, a estrutura de gás nobre) são especialmente estáveis

Ch. 1 - 61

❖ Exemplos

O

R O

O

R O

OO O

Ch. 1 - 62

9. Mecânica Quântica & Estrutura Atômica

❖ Mecânica ondulatória & mecânica quântica

● Cada função de onda (y) corresponde a um diferente estado de energia de um elétron

● Cada estado de energia é um subnível onde um ou dois elétrons podem existir

Ch. 1 - 63

❖ As funções de onda são ferramentas para calcular duas importantes propriedades

● A energia associada ao estado de um elétron

● A probabilidade relativa de se encontrar um elétron em uma dada região do espaço

Ch. 1 - 64

❖ O sinal de fase de uma equação de onda indica se a solução é positiva ou negativa quando calculada para um dado ponto no espaço em relação ao núcleo

❖ As funções de onda, não importando se são ondas sonoras, ondas em um lago ou a energia de um elétron, têm a possibilidade de interferência construtiva e de interferência destrutiva

Ch. 1 - 65

● A interferência construtiva ocorre quando funções de onda com mesmo sinal de fase interagem. Há um efeito aditivo e a amplitude da função de onda aumenta

● A interferência destrutiva ocorre quando funções de ondas com sinais da fase opostos interagem. Há um efeito substrativo e a amplitude da função de onda vai à zero ou muda de sinal

Ch. 1 - 66

Ch. 1 - 67

10. Orbitais Atômicos eConfiguração Eletrônica

Ch. 1 - 68

10A. Configurações Eletrônicas

❖ As energias relativas dos orbitais na 1ª & 2ª camadas principais são as seguintes:

● Os elétrons nos orbitais 1s possuem a menor energia, pois eles estão mais próximos ao núcleo positivo

● Os elétrons nos orbitais 2s vêm a seguir na ordem de energia crescente

● Os elétrons nos três orbitais 2p têm energias iguais, mas maior do que a energia do orbital 2s

● Os orbitais com a mesma energia (tais como os 3 orbitais 2p) são chamados de orbitais degenerados

Ch. 1 - 69

❖ Princípio de Aufbau (princípio da construção)

● Os orbitais são preenchidos de forma que aqueles de mais baixa energia sejam preenchidos primeiro

❖ Princípio da exclusão de Pauli

● Um máximo de dois elétrons pode ser colocado em cada orbital, mas somente quando os spins dos elétrons estão emparelhados

Ch. 1 - 70

❖ Regra de Hund● Quando orbitais de mesma energia

(orbitais degenerados) são alcançados, tais como os três orbitais p, adiciona-se um elétron a cada orbital com seus spins desemparelhados até que cada um dos orbitais degenerados contenha um elétron. (Isso permite aos elétrons, que se repelem mutuamente, ficarem bem afastados). Então, adiciona-se um segundo elétron a cada orbital degenerado para que os spins fiquem emparelhados

Ch. 1 - 71

Ch. 1 - 72

11. Orbitais Moleculares

Ch. 1 - 73

❖ De acordo com o princípio da incerteza de Heisenberg, não podemos saber simultaneamente a posição e o momento de um elétron

❖ Um orbital atômico representa a região do espaço onde é provável de se encontrar um ou dois elétrons de um átomo isolado

❖ Um orbital molecular (MO) representa a região do espaço onde é provável de se encontrar um ou dois elétrons de uma molécula

Ch. 1 - 74

❖ Um orbital (atômico ou molecular) pode conter no máximo dois elétrons emparelhados (princípio de exclusão de Pauli)

❖ Quando orbitais atômicos se combinam para formar orbitais moleculares, o número de orbitais moleculares resultantes é sempre igual ao número de orbitais atômicos que se combinam

Ch. 1 - 75

❖ Um orbital molecular ligante (ymolec) é o resultado da sobreposição de dois orbitais com a mesma fase

Ch. 1 - 76

❖ Um orbital molecular antiligante (y*molec) é o resultado da sobreposição de dois orbitais com fases opostas

Ch. 1 - 77

Ch. 1 - 78

12. As Estruturas do Metano e doEtano: a Hibridização sp3

Ch. 1 - 79

❖ Hibridização

● sp3

H

C

H

HH

(line bond structure)

ligaçãocovalente

carbonohibridizadosp3

Ch. 1 - 80

❖ Hibridização

● sp3

Ch. 1 - 81

12A. A Estrutura do Metano

Ch. 1 - 82

Ch. 1 - 83

Ch. 1 - 84

Ch. 1 - 85

12B. A Estrutura do Etano

Ch. 1 - 86

Ch. 1 - 87

13. A Estrutura do Eteno (Etileno): Hibridização sp2

❖ sp2

Ch. 1 - 88

❖ sp2

Ch. 1 - 89

Ch. 1 - 90

Ch. 1 - 91

Ch. 1 - 92

Ch. 1 - 93

Ch. 1 - 94

Ch. 1 - 95

13A. Rotação Restrita e a Ligação Dupla

❖ Há uma grande barreira de energia para a rotação associada a grupos unidos por uma ligação dupla

● ~264 kJmol-1 (força da ligação p)

● Compare: rotação de grupos unidos por ligações simples C-C ~13-26 kJmol-1

Ch. 1 - 96

Ch. 1 - 97

13B. Isomerismo Cis–Trans

❖ Estereoquímica das ligações duplas

Ch. 1 - 98

● Rotação restrita da ligação C=C

CH3

H3C

(trans) (cis)

Ch. 1 - 99

● Sistema Cis-Trans Útil para alcenos 1,2

dissubstituídos

Ch. 1 - 100

Ch. 1 - 101

14. A estrutura do Etino (Acetileno): Hibridização sp

❖ sp

Ch. 1 - 102

Ch. 1 - 103

Ch. 1 - 104

Ch. 1 - 105

❖ Orbital sp

● 50% caráter s, 50% caráter p

❖ Orbital sp2

● 33% caráter s, 66% caráter p

❖ Orbital sp3

● 25% caráter s, 75% caráter p

Ch. 1 - 106

Ch. 1 - 107

15. Resumo de ConceitosImportantes que Surgiram da Mecânica Quântica

1) Um orbital atômico (AO) corresponde a uma região do espaço ao redor do núcleo de um único átomo onde existe uma grande probabilidade de se encontrar um elétron. Os orbitais s são esféricos, os orbitais p são semelhantes a duas esferas quase tangentes. Os orbitais podem acomodar um máximo de dois elétrons quando seus spins estão emparelhados

Ch. 1 - 108

2) Quando orbitais atômicos se sobrepõem, eles se combinam para formar orbitais moleculares (MOs)

3) Quando os orbitais atômicos com o mesmo sinal de fase interagem, eles se combinam para formar um orbital molecular ligante

4) Um orbital molecular antiligante é formado quando os sinais da fase dos orbitais que se sobrepõem são diferentes

Ch. 1 - 109

5) A energia dos elétrons em um orbital molecular ligante é menor do que a energia dos elétrons em seus orbitais atômicos separados

6) O número de orbitais moleculares é sempre igual ao número de orbitais atômicos a partir dos quais eles são formados

7) Os orbitais atômicos híbridos são obtidos através da mistura (hibridização) das funções de onda de orbitais de diferentes tipos (isto é, orbitais s e p), mas de um mesmo átomo

Ch. 1 - 110

8) A hibridização de três orbitais p com um orbital s produz quatro orbitaissp3 e ele tem geometria tetraédrica

9) A hibridização de dois orbitais p com um orbital s produz três orbitais sp2

e ele tem geometria trigonal planar

10) A hibridização de um orbital p com um orbital s produz dois orbitais sp, e é uma molécula linear

Ch. 1 - 111

11) Uma ligação sigma (s) (um tipo de ligação simples) é aquela na qual a densidade eletrônica tem simetria circular quando vista ao longo do eixo de ligação

12) Uma ligação pi (p), parte das ligações dupla e triplas carbono–carbono, é aquela na qual as densidades eletrônicas de dois orbitais p adjacentes paralelos se sobrepõem lateralmente para formar um orbital molecular ligante pi

Ch. 1 - 112

16. Geometria Molecular: O Modelo de Repulsão dos Paresde Elétrons na Camada de Valência

❖ Modelo de Repulsão dos Pares de Elétrons na Camada de Valência(RPECV ou VSEPR):

1) Consideramos as moléculas (ou íons) nas quais o átomo central está ligado covalentemente a dois ou mais átomos ou grupos

Ch. 1 - 113

2) Consideramos todos os pares de elétrons de valência do átomo central—tanto aqueles que são compartilhados nas ligações covalentes, chamados de pares ligantes, quanto aqueles que não estão compartilhados, chamados de pares não ligados ou pares não compartilhados ou pares isolados

Ch. 1 - 114

3) Uma vez que os pares de elétrons se repelem, os pares de elétrons da camada de valência tendem a ficar o mais afastado possível. A repulsão entre os pares isolados é geralmente maior do que entre os pares ligantes

Ch. 1 - 115

4) Chegamos à geometria da molécula considerando todos os pares de elétrons, ligantes ou isolados, mas descrevemos a forma da molécula, ou do íon, levando em consideração as posições dos núcleos (ou átomos) e não através das posições dos pares de elétrons

Ch. 1 - 116

16A. Metano

Ch. 1 - 117

16B. Amônia

❖ Um arranjo tetraédrico dos pares de elétrons explica o arranjo pirâmide trigonal dos quatro átomos. Os ângulos de ligaçãosão de 107° (e não 109,5°) porque o par isolado ocupa mais espaço do que os pares ligantes

Ch. 1 - 118

16C. Água

Ch. 1 - 119

16D. Trifluoreto de Boro

Ch. 1 - 120

16E. Hidreto de Berílio

Ch. 1 - 121

16F. Dióxido de Carbono

C C O O :: C :: Oor

180o

Ch. 1 - 122

Ch. 1 - 123

17. Como Interpretar e EscreverFórmulas Estruturais

Ch. 1 - 124

17A. Fórmulas Estruturais de Traços

❖ Átomos unidos por ligações simples podem girar relativamente livres em relação aos outros

Ch. 1 - 125

17B. Fórmulas Estruturais Condensadas

Ch. 1 - 126

17C. Estruturas em Bastão

Ch. 1 - 127

Ch. 1 - 128

17D. Fórmulas Tridimensionais

Ch. 1 - 129

Ch. 1 - 130

END OF CHAPTER 1