GEOMETRIA MOLECULAR Para determinar a geometria das moléculas, devemos considerar a disposição espacial dos núcleos dos átomos que constituem essas moléculas e que irão originar diferentes formas geométricas. Toda molécula formada por dois átomos (diatômica) será linear, pois os núc1eos estarão obrigatoriamente alinhados. Observe: Nos casos em que as moléculas apresentem três ou mais átomos, utilizaremos uma teoria simples para determinar suas geometrias. Essa teoria é conhecida como teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Baseia-se na idéia de que os pares eletrônicos ao redor de um átomo central estejam ou não participando das ligações, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando orientadas no espaço, com maior distância angular possível. Para que esta teoria seja melhor visualizada, representa-se cada par eletrônico de valência ao redor de um átomo central como uma nuvem eletrônica de formato ovalado.
Quando, ao redor do átomo central (A) existir duas nuvens eletrônicas, a maior distância angular possível será 180°. Se ao redor do átomo central (A) existir três nuvens eletrônicas, sua maior distância angular possível será 120°. Nesse caso, o átomo central (A) ocupa o centro de um triângulo. No entanto, se ao redor do átomo central (A) existirem quatro nuvens eletrônicas, sua maior distância angular possível será 109°28'. Nesse caso, o átomo central (A) ocupa o centro de um tetraedro. Até agora estudamos apenas a disposição das nuvens eletrônicas; porém. a geometria das moléculas será determinada pela posição dos núcleos dos átomos ligados (ligantes) ao átomo central (A).
POLA ARIDAD DE DASS LIGA AÇÕES 1. Ligações Iônic cas s formados por íons: cátions c (+) e ânions (-). Nos N ânions ttemos exces sso de carga a Os composstos iônicos são negativa (pólos negativvos). Nos cáttions temos excesso de carga posittiva (pólos positivos). Po ortanto, toda a ligação iôn nica é uma liigação polar. As ligaçõess iônicas apre esentam a máxima m polarização.
alentes 2. Ligações Cova da nuvem e ações, a exisstência de pólos p está asssociada à deformação d eletrônica e depende da a Nessas liga diferença de e eletronega atividade entrre os elemen ntos. Quando a ligação covalente ocorre entre átomo os de mesma a eletronega atividade, ~ não ocorre distorção da a o formação de pó ólos. Assim, essas ligaçções são denominadass nuvem elettrônica, ou seja., não ocorre apolares.
e átomoss de eletron negatividade diferentes, ocorre uma deformação o da nuvem m Na ligação covalente entre arga negativva (δ-) em torno do elemento de m maior eletron negatividade.. eletrônica e haverá acumulo de ca Essas ligações são denominadas po olares.
Para compa arar a intensidade da polarização p d das ligações s, utilizamoss a escala d de eletronega atividade de e Paulling:
Podemos estabelecer a seguinte relação:
Polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza denominada momento polar (µ), ou dipolo elétrico, que normalmente é representado por um vetor orientado no sentido do elemento mais eletronegativo. Assim o vetor é orientado do pólo positivo para o pólo negativo. Veja alguns exemplos:
Molléculas podem ser classificadas quanto à sua polaridade em dois grupos: polares ou apolares. Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor momento dipolar resultante (µr), isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula.
Para determinar o vetor µr, devem-se considerar dois fatores: • escala de eletronegatividade, que nos permite determinar a orientação dos vetores de cada ligação polar; • a geometria da molécula, que nos permite determinar a disposição espacial desses v:etores. Veja alguns exemplos:
Outra maneira mais moderna e prática de determinar a polaridade das moléculas é estabelecer uma relação entre o número de nuvens eletrônica . do átomo central (A) e o número de átomos iguais ligados a ele:
OBSERV AÇÕES:
1. Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares
2. Moléculas diatômicas formadas por por átomos diferentes são sempre polares 3. Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares 4.Sustâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares
LIGAÇÕES INTERMOLRCULARES 1.Forças dipolo-dipolo induzido Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas , mas são as únicas que acontecem entre as moléculas apolares. A explicação dada por Fritz London, em 1930. Quando estas moléculas estão no estado sólido ou líquido devido a proximidade existente entre elas , ocorre uma deformação momentânea das nuvens eletrônicas originando pólos (-) e (+). Como exemplo podemos citar H2, O2 e N2. 2.Forças dipolo permanente ou dipolo-dipolo Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas polares, Veja, como exemplo, a interação que existe no HCl sólido:
3.Pontes de Hidrogênio A ponte de hidrogênio, por ser mais intensa, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo. Ocorre entre moléculas que apresentam átomo de hidrogênio ligado a átomos de flúor, oxigênio ou nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos, originando dipolos muito acentuados.
Observação: 1. Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores o PF e o PE.
LIGAÇÕES SIGMA E PI