Qumica Geral aplicada nutrio Prof Marcelo Speziali Professor

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Clique para editar o título Propriedades perió-mestre dicas e ligações químicas Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Propriedades periódicas Carga nuclear efetiva, Z* Clique para editar o título mestre Tamanho dos átomos Clique e íons para editar o estilo do subtítulo mestre Raio atômico

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Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Clique para editar o título mestre Energia de ionização Primeira energia de ionização Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Clique para editar o título mestre Afinidade eletrônica A(g) + e- → A-(g) Clique para editar o estilo do subtítulo mestre Eletronegatividade

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Ligações químicas Clique para editar o título mestre • Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Clique para editar o estilo do subtítulo mestre • 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.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Regra do octeto Estruturas de Lewis o título Clique para editar mestre • As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Clique para editar o estilo do subtítulo mestre • Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Ligação Covalente Ligações múltiplas Clique para editar o título mestre • É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): • Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H 2); • Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O 2); Clique para editar o dotripla subtítulo • Três pares de elétrons compartilhados = estilo ligação (N 2). mestre • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Regras para determinar a estrutura de Lewis Clique para editar o título mestre 1. Decida sobre o átomo central; 2. Determine o número de elétrons de valência; 3. Forme ligações covalentes simples entre cada par de átomos; Cargas Formais Clique para editar o estilo do subtítulo mestre 6 4 0 0 6 6 0 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

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali • • • 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. Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Carga formal • Considere: • 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 - Clique 5 = -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: Clique para editar o título mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Carga formal • • • Clique para editar o título mestre A estrutura mais estável tem: • a carga formal mais baixa em cada átomo, • a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos. Clique. Estruturas 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.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali 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). Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Estruturas de ressonância • Clique para editar o título mestre As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas. Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Ressonância no benzeno • • Clique para editar o título mestre 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. Clique para editar o estilo do subtítulo mestre • • 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.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali • Exceções à regra do Octeto Clique para editar o título mestre 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. Clique para editar o estilo do subtítulo mestre Número ímpar de elétrons • Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como Cl. O 2, NO e NO 2 têm um número ímpar de elétrons.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Deficiência em elétrons • • Clique para editar o título mestre Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1 A, 2 A, e 3 A. O exemplo mais típico é o BF 3. 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.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali 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 participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali 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 CCl 4: 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 de. Clique Cl estão nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro. Clique para editar o título mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Formas espaciais moleculares • Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3 D 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 AB 2 e AB 3. Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

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Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

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Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Moléculas com níveis de valência expandidos Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Formas espaciais de moléculas maiores Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali 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 CO 2 cancelam-se porque o CO 2 é linear. Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Forma molecular e polaridade molecular Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

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Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali • • 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 formam. Clique quando os editar orbitais nos átomos se superpõem. • Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.

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Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali 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 Be. F 2 (sabe-se experimentalmente que ela existe): 22 s 2. • O Be tem uma configuração eletrônica Clique para editar o 1 sestilo 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.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Orbitais híbridos sp • Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes de 180. • Poderíamos promover um elétron do orbital 2 s no Be para o orbital 2 p para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação. • Mas a geometria ainda não está explicada. • Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2 s e um orbital 2 p no Be misturamse ou formam um orbital híbrido. • O orbital híbrido surge. Clique de umpara orbital s e odeestilo 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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Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali 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 para. Eletronegatividade 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.

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Eletronegatividade Clique para editar o título mestre Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Eletronegatividade e polaridade de ligação Clique para editar o título 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 -. Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor. ufop. br/speziali Momentos de dipolo Clique para editar o título mestre • 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, m, é a ordem de grandeza do dipolo: Clique para editar o estilo do subtítulo mestre onde Q é a grandeza das cargas. • Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).