ligações químicas

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ligações químicas
1 Teoria eletrônica de valencia
1.1 os átomos reagem de forma a alcançar uma configuração eletrônica mais estável (correspondendo a configuração de um gás nobre)
2 Regra do octeto
2.1 é uma regra química simples, segundo a qual os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada de valência, ficando com a mesma configuração eletrônica de um gás nobre
3 compostos químicos
3.1 é a junção de dois ou mais átomos
3.2 e por que eles tendem a se juntar? pois sempre tendem a procurar por uma configuração mais estável
4 ligações interatômicas ou intramoleculares
4.1 ocorrem entre dois átomos para formarem moléculas
5 representação de lewis
5.1 nesta representação identificamos apenas os elétrons da ultima camada
5.2 os elementos de transição possuem camadas internas incompletas, por isso, de forma geral, não podemos escrever a notação de lewis.
6 ligações iônicas
6.1 é uma ligações que ocorre entre metais e ametais, assim como entre metais e hidrogênio. em compostos iônicos as cargas positivas e negativas se igualam.
6.2 são duros e quebradiços, solúveis em água, conduzem corrente elétrica, sólido em temperatura ambiente. tanto o ponto de fusão como o de ebulição são altos.
6.3 a ligação de sódio e cloro é bastante exotermica, pois a energia de ionização que envolve o sódio é endotermica e a afinidade eletrônica que envolve o cloro é exotermica.
6.4 os compostos iônicos são estáveis por causa dos ions de cargas opostas. essa união forma o arranjo ou rede.
6.5 energia de rede é a energia necessária para a estabilização dos íons. também é a energia necessária para separar um mol de um composto iônico em íons gasos
7 ligação covalente
7.1 é caracterizado pelo compartilhamento de elétrons.
7.2 cada par compartilhado equivale a uma ligação
7.3 sua ligação é formada entre ametais com ametais, ametal com hidrogênio e hidrogênio com hidrogênio
7.3.1 esses átomos possuem forte tendencia a ganhar eletrons
7.4 o ponto de fusão e ebulição são baixos, não conduzem corrente elétrica, é encontrado no estado sólido, gasoso ou liquido
7.5 os elétrons compartilhados atuam como se estivessem numa mesma camada
7.6 a estrutura de lewis representa apenas as ligações covalentes, cujas ligações são representadas por uma linha e os elétrons livres são representados por pontos
7.7 podem ser formadas ligaçoes multiplas. simples, dupla e tripla. quanto maior o numero de pares ligados maior será a atração entre os átomos.
7.8 existe a energia de dissociaçao das ligações covalentes
7.8.1 a formação de uma ligação é um processo exotérmico, a quebra de uma ligação é um processo endotérmico
7.8.1.1 para obter a variação de entalpia basta conhecer as energias envolvidas no processo de formação e quebra de ligações.
8 ligação covalente dativa
8.1 possui as mesmas caracteristivas que a ligação covalente
8.2 a unica diferença está na origem dos elétrons. Apenas um dos átomos doa, pois este ja está com o octeto completo
9 polaridade
9.1 a polaridade é formada a partir do compartilhamento desigual entre os átomo
9.1.1 ocasionado pelo fato de um átomo ser mais eletronegativo que o outro, por exemplo.
9.2 o mais eletronegativo é o "F" e o menos eletronegativo e o mais eletropositivo é o "Cs"
9.3 a diferença da eletronegatividade entre dois átomo resulta no tipo de ligação
9.3.1 a diferença próximo de ZERO é covalente apolar, próximo de DOIS é covalente polar e próximo de TRÊS é iônica
9.3.2 momento dipolo: quando uma molécula possui extremidade diferentes temos polaridade
10 ligação metática
10.1 é uma ligação desorientada
10.2 está no mar de elétrons: onde os cations ficam fixos e os elétrons se movem de forma desordenada; boa condutibilidade térmica e elétrica, maleabilidade e ductibilidade
11 carga formal
11.1 nº de e- na camada de valência - (nº de e- não ligantes + nº de e- ligantes/2)
11.2 usado para encontrar a melhor forma de representar uma estrutura molecular ou iônica
11.3 aquela estrutura que tiver a menor carga formal terá a menor energia. esta será a melhor representação de uma molécula ou inon pelo fato de está mais estável
12 teoria de Sidgwick-powell
12.1 pode-se prever a geometria da molécula com base nos pares de elétrons da camada de eletrons apenas quando as ligações são simples.
12.2 a teoria fala que a estrutura está em busca da menor repulsão. portanto os pares de elétrons tem que ficar o mais distânte possível
12.3 2 pares: estrutura linear, 180º/ 3 pares: estrutura trigular-plana, 120º/ 4 pares: estrutura tetraedro regular, 109,5º/ 5 pares: estrutura bipirâmide trigonal, 120º e 90/ 6 pares: estrutura octaedrica, 90º
13 teoria da repulsão dos pares de elétrons na camada de valência
13.1 é apenas um aprimoramento da teoria de sdigwick-powell. Agora eles tão levando em conta os elétrons ligantes, assim como os elétrons não ligantes.
13.2 os pares de elétrons possuem maior repulsão. A explicação seria pq os elétrons livres são atraídos por apenas um núcleo enquanto os ligantes são atraídos por dois núcleos.
13.3 as ligações tripla tem maior repulsão que as duplas e as ligações duplas possuem maior repulsão que as simples
13.4 Agora tem, além dos já existentes, a estrutura angular e piramidal.
14 teoria da ligação de valência
14.1 o número de ligações formadas por um átomo é igual ao número de orbitais desemparelhadas no estado fundamental
15 Hibridização
15.1 geralmente alguns átomos possuem todas as suas orbitais emparelhadas, o que impossibilita a formação de ligações, desta forma teria que ocorrer a excitação do elétron para que ocorra o desemparelhamento
15.2 o número de orbitais eletrônicos disponíveis corresponde ao número de orbitais disponíveis.
15.3 os orbitais "s" podem misturar com os orbitais "p" para formar os hibridos sp(duas ligações),sp²(três ligações) e sp³(quatro ligações).
15.4 ainda existe os que passam para a orbital "d" . sp³d;sp³d²;sp³d³ e dsp²
16 exceções a regra do octeto
16.1 moléculas com número ímpar
16.2 moléculas com deficiência em elétrons
16.3 moléculas com excesso de elétrons (expansão do octeto)
16.4 a expansão do octeto é o que mais acontece. Do 3º período em diante pode ocorrer. quanto maior o tamanho do átomo central mais tendencia ele terá de acoplar mais átomo circundantes. Quanto menor e mais eletronegativo por os átomos circundantes mais espaço sobrará para a acoplagem deste no átomo central
17 teoria do orbital molecular (T.O.M.)
17.1 diz que os orbitais atômicos envolvidos na molécula combinam-se formando um novo orbital chamado orbitais moleculares.
17.2 MÉTODO COMBINAÇÃO LINEAR DE ORBITAIS ATÔMICOS (C.L.O.A.): quando duas orbitais atômicas se combinam geram duas orbitais moleculares, uma orbital molecular ligante (OML) e outra orbital molecular antiligante (OMAL)
18 Ordem de ligação
18.1 a estabilidade de uma ligação covalente está relacionada com a sua ordem da reação
18.2 O.L.= 1/2(nº de elétrons ligantes - nº de elétrons não ligantes)
18.3 O.L. = 1(ligação simples); 2(ligação dupla); 3(ligação tripla)
18.4 quando a ordem de ligação é igual a ZERO quer dizer que a ligação inexiste
19 moléculas diatômicas
19.1 geralmente ignoramos os elétrons mais internos no diagrama de OM.
19.2 os orbitais atômicos "p" podem formar as ligações sigma(em um mesmo eixo) e pi(paralelo)
19.3 propriedades: paramagnético(desemparelhado, forte atração ao campo magnético,)diamagnético(emparelhado,fraca repulsão ao campo magnético)
19.4 o oxigênio é paramagnético, mas na estrutura de lewis não mostra eletrons desemparelhados. podemos ver apenas nos orbitais moleculares assim como saber que fazem duas ligações pela ordem de ligação.
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