Química Geral aplicada à nutrição
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Propriedades perió- mestre
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dicas e ligações químicas
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Propriedades periódicas
Carga nuclear efetiva, Z*
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mestre
Tamanho dos átomos eClique
íons para editar o estilo do subtítulo mestre
Raio atômico
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Energia de ionização
Primeira energia de ionização
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A + e → A mestre
Afinidade eletrônica
(g)
-
-
(g)
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Eletronegatividade
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Ligações químicas
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mestre
•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
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•Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos. Normalmente encontrada entre
elementos não-metálicos.
•Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um
metal para um não-metal.
•Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais
puros unidos.
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Regra do octeto
Estruturas
de Lewis o título
Clique para
editar
mestre
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
Clo estilo do subtítulo
Cl Clmestre
CliqueCl
para+editar
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única
linha:
Cl Cl
H F
H O
H
H N H
H
H
H C H
H
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Ligação Covalente
Ligações múltiplas
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mestre
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações
múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
Clique
para editar =
o estilo
subtítulo
• Três pares de elétrons
compartilhados
ligaçãodotripla
(N2). mestre
H H
O O
N N
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de
elétrons compartilhados aumenta.
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Regras para determinar a estrutura de Lewis
1. Decida sobre o átomo central;
2. Determine o número de elétrons de valência;
3. Forme ligações covalentes simples entre cada par de átomos;
Clique para editar o título
mestre
Cargas Formais
6 4
6 4
0 0
6
6
0
HO
..
C
..
..
+
Clique
para
editar
o
estilo
do
subtítulo
mestre
O
C
O
O
..
..
..
..
O
..
6 4 6
7 4 5
-1 0 +1
Como regra geral, quando várias estruturas são possíveis, a mais estável será aquela na qual
os átomos ostentem cargas formais próximas de zero
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•
•
•
Carga formal
É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a regra do octeto para
todos os átomos.
Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal.
A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos
tivessem a mesma eletronegatividade.
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•
Carga formal
Considere:
C N
Clique para editar o título
mestre
•
Para o C:
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons
pela estrutura de Lewis.
• Carga formal: 4 - 5Clique
= -1. para editar o estilo do subtítulo mestre
•
Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da
ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
•
Escrevemos:
C N
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Carga formal
•
•
•
Clique para editar o título
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A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.
CliqueEstruturas
para editar o estilo
do subtítulo mestre
de ressonância
Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis.
Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às
ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.
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Estruturas de ressonância
•
Clique para editar o título
mestre
Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura
de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
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O
O
O
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Estruturas de ressonância
•
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As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma
mistura entre várias possibilidades extremas.
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Ressonância no benzeno
•
•
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O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está
ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio.
Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.
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•
•
A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo
comprimento.
Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
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•
Exceções à regra do Octeto
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Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
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Número ímpar de elétrons
•
Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.
N O
N O
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Deficiência em elétrons
•
•
•
•
Clique para editar o título
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Relativamente raro.
As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e
3A.
O exemplo mais típico é o BF3.
Clique
estiloligação
do subtítulo
mestresão menos importantes
As estruturas de Lewis
naspara
quaiseditar
existeo uma
dupla B—F
que aquela na qual existe deficiência de elétrons.
F
B
F
F
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Expansão do octeto
•
•
•
Esta é a maior classe de exceções.
Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto.
Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem
de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.
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Formas espaciais moleculares
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os
tipos de ligações entre os átomos.
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação.
• Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de
ligação Cl-C-Cl são de 109,5.
• Consequentemente, a molécula não pode ser plana.
paralocalizados
editar o estilo
do subtítulo
mestre
• Todos os átomos deClique
Cl estão
nos vértices
de um
tetraedro com o C no seu
centro.
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Formas espaciais moleculares
• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e,
conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão.
• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência
(RPENV).
• Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.
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O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas
nos ângulos de ligação
Clique para editar o título
Cl
mestre
C O
111.4
o
Cl
Clique para editar o estilo do subtítulo mestre
124.3o
H
H C H
H
109.5O
H N H
H
107O
O
H
H
104.5O
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Moléculas com níveis de valência expandidos
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Formas espaciais de moléculas maiores
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Forma molecular e polaridade molecular
• Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação entre eles é
polar.
• É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar.
• Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear.
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Forma molecular e polaridade molecular
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Forma molecular e polaridade molecular
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•
•
•
•
Ligação covalente e Superposição de orbitais
Clique para editar o título
mestre
As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque uma ligação se forma.
Como devemos considerar a forma em termos da mecância quântica?
Quais são os orbitais envolvidos nas ligações?
Usamos a teoria de ligação de valência:
para
o estilo
do subtítulo
mestre
• As ligações formamClique
quando
os editar
orbitais
nos átomos
se superpõem.
• Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.
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Orbitais híbridos
• Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para adotarem uma geometria
adequada para a ligação.
• A hibridização é determinada pelo arranjo.
Clique para
editar
o
título
Orbitais híbridos sp
mestre
• Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe):
22s2.
• O Be tem uma configuração
eletrônica
Clique para
editar o1sestilo
do subtítulo mestre
• Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações.
• Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para descreverem os orbitais nas
moléculas.
• Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180 (teoria de RPENV).
• Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com cada um dos elétrons
desemparelhados do F.
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Orbitais híbridos sp
• Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes de 180.
• Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o orbital 2p para obtermos dois
elétrons desemparelhados para a ligação.
• Mas a geometria ainda não está explicada.
• Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um orbital 2p no Be misturamse ou formam um orbital híbrido.
• O orbital híbrido surgeClique
de umpara
orbital
seo
deestilo
um orbital
p e é chamado
editar
do subtítulo
mestre de orbital híbrido sp.
Clique para editar o título
mestre
• Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância entre si.
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Polaridade da ligação e eletronegatividade
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa
compartilhamento igual daqueles elétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a
um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
Clique para editar o título
mestre
Clique paraEletronegatividade
editar o estilo do subtítulo mestre
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula .
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao descermos em um grupo.
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Eletronegatividade
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Eletronegatividade e polaridade de ligação
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mestre
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por + e o polo
negativo por -.
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Momentos de dipolo
• Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o HF de um
dipolo.
• O momento de dipolo,Clique
m, é a para
ordem
de grandeza
do subtítulo
dipolo: mestre
editar
o estilo do
Clique para editar o título
mestre
m  Qr
onde Q é a grandeza das cargas.
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).