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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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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
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Moléculas diatômicas (apenas 2 átomos)
SEMPRE apresentarão
geometria linear!!!!
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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
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b. Angular se sobrar elétrons no elemento central após estabilizar.
Ex: H2O; O3; SO2
(molécula da H2O) (molécula de SF2)
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a.Trigonal Plana se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar ;
Ex: H2CO3; SO3; BH3 ;
molécula de BI3
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b. Trigonal Piramidal se sobrar elétrons no elemento central após estabilizar.
Ex: NH3; PCl3
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Tetraédrica se não sobrar elétrons no elemento central após estabilizar.
Ex: CH4 ; CH3Cl
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Tetracloreto de carbono CCl4 Tetrabrometo de silício
SiBr4
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POLOS: presença de cargas em determinada região
LIGAÇÔES IÔNICAS:
Toda ligação Iônica é POLAR!!!
Na+ Cl- cargas (polos) reais TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
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LIGAÇÔES COVALENTES
Compartilhamento de pares de elétrons
A polaridade estará relacionada com a diferença de eletronegatividade e a consequente deformação da nuvem eletrônica.
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Para moléculas diatômicas em que não há diferença de eletronegatividade:
MOLECULA APOLAR
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Para moléculas diatômicas em que há diferença de eletronegatividade:
MOLECULA POLAR
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Pode –se determinar a polaridade de uma molécula através do vetor momento dipolar resultante
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APOLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
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Semelhante dissolve semelhante.
Soluto polar tende a dissolver bem em solvente polar.
Soluto apolar tende a dissolver bem em solvente apolar.
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Força de Interação ou Ligação
Intermolecular
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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
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Ocorrem em todas as substâncias apolares F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos
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Força de atração entre dipolos, positivos e negativos.
Ex: HCl -HI - PCl3
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São interações que ocorrem entre moléculas que apresentem H ligados diretamente a
F O ou N
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