Ligações quimicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO QUÍMICA:
	Para que se forme uma ligação química entre dois átomos deverá ocorrer um nítido decréscimo de energia no sistema.
A(g) + B(g) → AB(g) + Energia
- a energia do produto AB(g) é menor que a energia total dos átomos separados A(g) e B(g).
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TIPOS DE LIGAÇÕES
	1- LIGAÇÃO COVALENTE
	Se o abaixamento de energia for atingido pelo compartilhamento de elétrons.
		
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Figura1. Modelo da ligação covalente apolar ( H2)
A - COVALENTE APOLAR
	O centro da carga negativa, dos elétrons, coincide com o centro da carga positiva dos núcleos.
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 + -
Figura2. Modelo da ligação covalente polar (HCl).
		B)COVALENTE POLAR
	A e B são átomos diferentes. Haverá um deslocamento do par de elétrons para o elemento mais eletronegativo.
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Valores para 
+1 > + > 0 0 > - > -1
+ -
|---------------------|---------------------|
+1 0 -1
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	2- LIGAÇÃO IÔNICA
	Ocorre no caso extremo de diferença de eletronegatividade entre A e B. Transferência de elétrons. 
A+ B- 
Figura3. Modelo da ligação iônica (NaCl).
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TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM)
	Uma ligação covalente se forma quando os orbitais externos de mais de um átomo se sobrepõem, concentrando sua densidade entre os núcleos. Os orbitais externos são os ORBITAIS ATÔMICOS (OA) e o resultado de sua sobreposição chama-se ORBITAL MOLECULAR (OM).
Obs. O número de OA’s é igual ao número de OM’s
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1. A combinação linear de orbitais atômicos: CLOA
1.1. Soma
 Orbital Molecular Ligante (OML)
OML = AO1 + OA2
Caracteristicas: EOML é menor que a EAO’s
 Tipo de Orbitais  e 
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1.2.Subtração 
Orbital Molecular Anti-ligante (OMAL)
OMAL = AO1 - OA2
Caracteristicas: EOMAL é maior que a EAO’s
 Tipo de Orbitais * e *
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Figura 4. Combinação dos Orbitais Atômicos (OA) para formar Orbitais Moleculares (OM).
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Cont. Figura 4. Combinação dos Orbitais Atômicos (OA) para formar Orbitais Moleculares (OM).
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2. Formação dos OML e OMAL 
Figura5. Formação da molécula H2
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Figura 6. Diagrama de Energia do Orbital Molecular do H2
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Figura 7. Orbital Atômico (AO) p.
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Figura 8. Diagrama de Energia do Orbital Molecular para orbitais s e p.
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Figura 9. Diagrama de Energia do Orbital Molecular p para N2.
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Parâmetros:
Propriedade Magnética:
	Relacionada com o spin total (S) da molécula.
S = Σsi
1.1. Diamagnética: 
	Quando o spin total da molécula é igual a zero.
Não contém elétrons desemparelhados. Não atrai o campo eletromagnético do imã.
S = 0
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1.2. Paramagnética:
Quando o spin total da molécula é diferente de zero.
Contém elétrons desemparelhados. Atrai o campo eletromagnético do imã.
S  0
2. Ordem de Ligação (OL).
	É o número de pares de elétrons compartilhados entre dois átomos, ou seja, o número de ligações entre dois átomos.
OL = ½ (nº de e- em OML – nº de e- em OMAL)