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As moléculas formadas por ligações covalentes podem apresentar de dois a milhares de átomos. Os átomos se alinham formando formas geométricas em relação aos núcleos dos átomos. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA.
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As moléculas formadas por ligações covalentes podem apresentar de dois a milhares de átomos. • Os átomos se alinham formando formas geométricas em relação aos núcleos dos átomos. • TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA.
Os pares eletrônicos ao redor de um átomo central – participantes ou não de ligações covalentes – devem estar dispostos de modo a garantir a menor repulsão possível. O2
Moléculas diatômicas (apenas 2 átomos) SEMPRE apresentarão geometria linear!!!!
a. Linear se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar. Ex: HCN (H- C≡N) ; CO2 (O = C = O ); BeH2 (H – Be – H) , etc. BeH2 CO2
b. Angular se sobrar elétrons no elemento central após estabilizar. Ex: H2O; O3; SO2 (molécula da H2O) (molécula deSF2)
a.Trigonal Plana se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar ; Ex: H2CO3; SO3;BH3 ; molécula de BI3
b. Trigonal Piramidal se sobrar elétrons no elemento central após estabilizar. • Ex: NH3; PCl3
Tetraédrica se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar. Ex: CH4 ; CH3Cl
Tetracloreto de carbono CCl4 Tetrabrometo de silício SiBr4
5. Moléculas com 6 átomos: Bipirâmide Trigonal (PCl5) 6. Moléculas com 7 átomos: Octaédrica ou Bipirâmide Tetragonal (SF6)
POLOS: presença de cargas em determinada região • LIGAÇÕES IÔNICAS: • Toda ligação Iônica é POLAR!!! Na+ Cl- cargas (polos) reais TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
LIGAÇÕES COVALENTES • Compartilhamento de pares de elétrons • A polaridade estará relacionada com a diferença de eletronegatividade e a consequente deformação da nuvem eletrônica.
Para moléculas diatômicas em que não há diferença de eletronegatividade: MOLECULA APOLAR
Para moléculas diatômicas em que há diferença de eletronegatividade: MOLECULA POLAR
Pode –se determinar a polaridade de uma molécula através do vetor momento dipolar resultante
APOLAR POLAR POLAR APOLAR POLAR APOLAR POLAR APOLAR POLAR
Semelhante dissolve semelhante. • Soluto polar tende a dissolver bem em solvente polar. • Soluto apolar tende a dissolver bem em solvente apolar.
O que mantêm as moléculas unidas nos três estados (sólido, líquido e gasoso) são as chamadas ligações ou forças ou interações moleculares. • São três tipos de forças: • Ligação de Hidrogênio • Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (DD) • Dipolo instantâneo (DI), força de van der Waals ou força de dispersão de London
Ocorrem em todas as substâncias apolares • F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos
Força de atração entre dipolos, positivos e negativos. • Ex: HCl -HI - PCl3
São interações que ocorrem entre moléculas que apresentem H ligados diretamente a FO ou N
01. Forneça a ordem crescente de pontos de ebulição das substâncias com fórmulas: H3C – CH2 – OH CH4 CH3 – CH3 (I) (II) (III) 02. (FRANCISCANA) Quando a substância hidrogênio passa do estado líquido para o estado gasoso, são rompidas: a) ligações de Van der Waals b) pontes de hidrogênio c) ligações covalentes e pontes de hidrogênio d) ligações covalentes apolares e) ligações covalentes polares 03. (FEI) Qual o tipo de interação que se manifesta: a) entre moléculas NH3 (l)? b) entre moléculas CH4 (l)? 04. (ABC) Entre as moléculas abaixo, a que forma pontes de hidrogênio entre suas moléculas é: a) CH4 b) CH3 - CH2 - OH c) CH3 - O - CH3 d) C2H6 e) N(CH3)3 05. (UBERLÂNDIA) Identifique a substância que deve possuir maior ponto de ebulição, entre as apresentadas abaixo: a) Cl2 b) C2H6 c) CH3 - CH2 -CH2 - COOH d) H2C = CH - CH3 e) CH3 - CH2 -CH2 - CH3