Ligações Intermoleculares, hibridização, Geometria molecular e Nox

I. FORÇAS DE VAN DER WAALS OU FORÇAS DE LONDON OU AINDA DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO INDUZIDO: Ocorre entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, quando por um motivo qualquer ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica, gerando um dipolo que induz as demais moléculas ou átomos a também formarem dipolos. São de intensidade fraca. Ex.: H2; N2; O2; I2; Br2; CO2; BF3; He; Ne; Ar.II. FORÇAS DO TIPO DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PERMANENTE: Ocorrem em moléculas polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. São mais fortes que as forças de London; Ex.: HCl; HBr; HI; H2S; PH3.III. PONTES DE HIDROGÊNIO: Forças de natureza elétrica do tipo dipolo permanente - dipolo permanente, porém bem mais intensas. O corre quando a molécula é polar e possui H ligado a elemento muito eletronegativo e de pequeno raio (F, O, N), de modo que o hidrogênio de uma molécula estabelece uma ligação com o átomo muito eletronegativo de outra molécula. Ex.: H2O; HF; NH3.Obs.: Na prática as forças intermoleculares podem atuar em conjunto, e a interação entre as moléculas é calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuantes. Por exemplo na água a principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio, embora também haja interações do tipo dipolo permanente. Entre as moléculas com interações do tipo dipolo permanente existem também interações do tipo forças de Van der Waals.

 

Hibridação

 HIBRIDAÇÃO

Família Hibridação Geometria Angulo(s) Exemplo

2A Sp Linear 180° BeH2 (C2H2*)

3A Sp2 Trigonal plana 120° BH3 (C2H4*)

4A Sp3 Tetraédrica 109°28' CH4*

5A Sp3d Bipirâmide trigonal 90° e 120° PCl5

6A Sp3d2 Octaédrica 90° SF6

Obs.: Carbono: (CH4*) = 4 ligações simples: sp3; (C2H4*) = 01 dupla e 02 simples: sp2; (C2H2*) = 02 duplas ou 01 tripla e 01 simples: sp)Obs.: Hibridação da amônia (NH3) e da água (H2O): sp3.

 

  Geometria Molecular

 GEOMETRIA MOLECULAR

N.º de átomos

Existe(m) pare(s) de elétrons livres no átomo central

Geometria - ângulo Exemplos Polaridade

02 ----------------------- Linear - 180° HCl; H2; COPolar ou Apolar

03 Não Linear - 180°CO2; HCN;

N2OPolar ou Apolar

03 Sim Angular - variável H2O; SO2; H2S Polar

04 Não Trigonal plana - 120°BF3; SO3; CH2O*

Apolar (*polar)

04 Sim Piramidal - variávelNH3; PH3;

SOCl2Polar

05 ----------------------- Tetraédrica - 109°28'CH4;SiCl4;

POCl3

Polar ou Apolar

06 -----------------------Bipirâmide trigonal -

90° e 120°PCl5 Apolar

07 ----------------------- Octaédrica - 90° SF6 Apolar

 

 

Ligações

 

LIGAÇÃO (sigma): é a ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais (segundo um mesmo eixo). A ligação sigma é forte e difícil de ser rompida. Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico;

LIGAÇÃO (pi): é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos paralelos). A ligação pi é mais fraca e mais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "pi"; Obs.: Quando dois átomos estabelecem uma dupla ou tripla ligação, a primeira é sempre do tipo sigma, a Segunda e a terceira ligação, se houver, serão obrigatoriamente do tipo pi.Obs.: Os orbitais atômicos se unem para formar orbitais moleculares.

 

Número de Oxidação

 NOX

Elementos

Situação NOX Exemplos

1A Em todas as substâncias compostas 1+ NaCl; KOH

2A Em todas as substâncias compostas 2+ MgO; CaS

Ag Em todas as substâncias compostas 1+ AgNO3; AgCl

Zn Em todas as substâncias compostas 2+ ZnSO4; Zn(OH)2

Al Em todas as substâncias compostas 3+ AlPO4; Al2O3

SSendo o elemento mais eletronegativo do composto

2- H2S; MgS

7ASendo o elemento mais eletronegativo do composto

1- NaBr; LiCl

HLigado a elemento mais eletronegativo

1+ NH3; HCl

HLigado a elemento mais eletropositivo

1- NaH; MgH2

OEm todas as substâncias compostas que não sejam os casos abaixo

2- H2O; CaCO3

O Em peróxidos 1-H2O2; Ag2O2; Na2O2

O Em superóxidos 1/2 - K2O4; MgO4

O Em fluoretos2+ 1+

OF2

O2F2

Obs1.: Para um íon monoatômico o NOX é a própria carga do íon;Obs2.: O NOX de uma substância simples é igual a zero;Obs3.: A soma dos NOX de todos os átomos de uma substância composta é igual a zero;Obs4.: A soma dos NOX dos átomos presentes em um íon poliatômico é igual a sua carga.Obs4.: A soma dos NOX dos Ýtomos presentes em um Ãon poliatŸmico » igual a sua carga.