5.Ligações Químicas e Geometria Molecular

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Teoria do Octeto

Regra em que átomos ligam-se para atingir oito elétrons na camada de valência como gases nobres. Não confunda: hidrogênio e hélio estabilizam-se com apenas dois elétrons.

Ligação Iônica (Eletrovalente)

União por transferência definitiva de elétrons do metal ao ametal, gerando cátions e ânions em atração eletrostática. Não confunda: forma retículo cristalino tridimensional, sem compartilhar elétrons.

Propriedades dos Compostos Iônicos

Sólidos com altos pontos de fusão e ebulição. Não confunda: não conduzem corrente no estado sólido puro, mas apenas quando fundidos (líquidos) ou dissolvidos em meio aquoso.

Ligação Covalente Molecular

Compartilhamento mútuo de pares de elétrons entre ametais ou com hidrogênio, gerando moléculas discretas. Não confunda: não conduzem eletricidade quando puros por ausência de íons livres.

Ligação Metálica

União mantida por um mar de elétrons livres deslocalizados em torno de cátions fixos. Não confunda: a alta mobilidade eletrônica garante ótima condutividade elétrica mesmo no estado sólido.

Maleabilidade vs. Ductilidade dos Metais

Maleabilidade é a capacidade de formar lâminas; ductilidade é a de formar fios finos. Não confunda: ambas ocorrem pelo deslizamento dos cátions sobre os elétrons sem quebrar a estrutura.

Geometria Molecular

Formato tridimensional da molécula baseado na repulsão entre pares de elétrons ligantes e não ligantes. Não confunda: pares livres exercem maior repulsão, deformando os ângulos das ligações.

Geometria Linear

Arranjo retilíneo com ângulo de 180 graus em moléculas biatômicas ou triatômicas sem elétrons livres no átomo central (ex: BeCl2). Não confunda: havendo elétrons livres no centro, não será linear.

Geometria Angular

Arranjo triatômico em que pares de elétrons livres no átomo central dobram as ligações (ex: H2O). Não confunda: a repulsão dos pares isolados impede que a molécula d'água seja retilínea.

Geometria Trigonal Plana

Formato bidimensional com ângulos de 120 graus em moléculas de quatro átomos sem elétrons livres centrais (ex: BF3). Não confunda: todos os quatro átomos repousam rigorosamente no mesmo plano.

Geometria Piramidal

Formato tridimensional de quatro átomos onde um par de elétrons livres central projeta as ligações para baixo (ex: NH3). Não confunda: difere da trigonal plana pela presença do par livre no topo.

Geometria Tetraédrica

Arranjo tridimensional de cinco átomos com ângulos próximos a 109,5 graus (ex: CH4). Não confunda: a molécula não forma uma cruz plana de 90 graus, mas um sólido espacial com 4 faces.

Ligação Covalente Coordenada (Dativa)

Compartilhamento de elétrons no qual ambos os elétrons do par provêm do mesmo átomo. Não confunda: uma vez estabelecida, é indistinguível física e quimicamente de uma ligação covalente comum.

Eletronegatividade

Capacidade de um átomo de atrair o par eletrônico compartilhado para si em uma ligação química. Não confunda: define a polaridade das ligações e difere do raio atômico, que diminui com a atração.

Ligação Covalente Polar vs. Apolar

Polar une átomos com diferença de eletronegatividade; apolar une átomos idênticos (ex: Cl2). Não confunda: uma molécula pode ter ligações polares e ser apolar se a geometria anular os vetores.

Momento Dipolar Resultante

Soma vetorial dos dipolos de cada ligação que determina se a molécula toda é polar ou apolar. Não confunda: quando a soma resulta em zero por simetria, a molécula torna-se globalmente apolar.

Geometria Bipirâmide Trigonal

Molécula com seis átomos (cinco ligantes ao redor do central sem pares livres, como PCl5). Não confunda: apresenta dois ângulos diferentes na mesma estrutura (90 graus e 120 graus).

Geometria Octaédrica

Arranjo espacial com sete átomos (seis ligantes ao átomo central com ângulos de 90 graus, como SF6). Não confunda: octatômico refere-se às 8 faces do poliedro, não ao número de átomos (que é 7).

Exceções da Regra do Octeto (Incompletos)

Átomos estáveis com menos de 8 elétrons, como o berílio (4 elétrons) e o boro (6 elétrons no BF3). Não confunda: continuam sendo compostos covalentes estáveis, apesar do déficit de octeto.

Expansão do Octeto

Capacidade de elementos a partir do 3º período de acomodar mais de 8 elétrons na camada de valência (ex: SF6). Não confunda: ocorre apenas porque esses elementos possuem subníveis d disponíveis vazios.

Teoria VSEPR (RPECV)

Modelo que prevê a geometria espacial considerando a repulsão máxima entre pares de elétrons da camada de valência. Não confunda: os pares não ligantes repelem com mais força que os pares compartilhados.

Geometria Gangorra (Dispenoidal)

Arranjo com 4 ligantes e 1 par livre no átomo central derivado da bipirâmide trigonal (ex: SF4). Não confunda: o par solitário ocupa preferencialmente a posição equatorial para minimizar a repulsão.

Geometria em Forma de T

Estrutura com 3 ligantes e 2 pares livres equatoriais no átomo central (ex: ClF3). Não confunda: os ângulos são ligeiramente menores que 90 graus devido à forte repulsão dos elétrons não ligantes.

Geometria Quadrada Plana

Arranjo coplanar com 4 ligantes e 2 pares livres em posições opostas axiais (ex: XeF4). Não confunda: difere do tetraedro por ter todos os quatro ligantes rigorosamente no mesmo plano.

Geometria Piramidal de Base Quadrada

Forma com 5 ligantes e 1 par livre derivado do arranjo octaédrico (ex: BrF5). Não confunda: a presença do par isolado deforma os ângulos axiais e equatoriais para menos de 90 graus.

Geometria Linear com Pares Livres

Arranjo triatômico com 3 pares isolados no plano equatorial e 2 ligantes axiais (ex: XeF2 ou I3-). Não confunda: apesar de ter pares isolados no centro, a disposição espacial dos átomos resulta em linha reta a 180 graus.

Hibridização sp

Mistura de 1 orbital s com 1 orbital p originando 2 orbitais híbridos a 180 graus. Não confunda: caracteriza geometria linear com duas ligações pi remanescentes perpendiculares.

Hibridização sp2

Interpenetração de 1 orbital s com 2 orbitais p formando 3 híbridos coplanares a 120 graus. Não confunda: deixa 1 orbital p puro disponível para formar uma ligação pi.

Hibridização sp3

Combinação de 1 orbital s e 3 orbitais p gerando 4 híbridos orientados para vértices de um tetraedro regular. Não confunda: forma exclusivamente ligações simples do tipo sigma com ângulos ideais de 109°28'.

Ligação Sigma (σ)

Ligação covalente formada pela sobreposição frontal direta de orbitais ao longo do eixo internuclear. Não confunda: é a primeira ligação a se formar e possui maior energia de dissociação que a ligação pi.

Ligação Pi (π)

Ligação originada pela sobreposição lateral e paralela de orbitais atômicos p puros. Não confunda: impede a rotação livre em torno do eixo internuclear e nunca existe isolada em ligações simples.

Ressonância Molecular

Condição em que uma única estrutura de Lewis não descreve a molécula, requerendo formas canônicas intermediárias (ex: O3, Benzeno). Não confunda: os átomos permanecem imóveis; apenas os elétrons pi estão deslocalizados.

Carga Formal

Carga hipotética atribuída a um átomo calculada pela diferença entre seus elétrons de valência livres e os que lhe pertencem na molécula. Não confunda: não reflete a carga real, servindo apenas para avaliar a melhor estrutura de Lewis.

Radicais Livres (Octeto Ímpar)

Espécies químicas com número ímpar de elétrons de valência contendo pelo menos um elétron desemparelhado (ex: NO e NO2). Não confunda: são quimicamente muito instáveis e altamente reativos por não completarem o octeto.

Energia de Ligação

Quantidade de energia necessária para quebrar 1 mol de ligações covalentes específicas no estado gasoso a 25 °C e 1 atm. Não confunda: quanto maior o número de pares compartilhados (ordem da ligação), maior é a energia de ligação.

Comprimento de Ligação

Distância média de equilíbrio entre os núcleos de dois átomos unidos por ligação química. Não confunda: ligações triplas são mais curtas e rígidas do que ligações duplas ou simples entre os mesmos átomos.

Caráter Covalente em Ligações Iônicas (Regras de Fajans)

Fenômeno em que um cátion pequeno e de alta carga polariza a nuvem eletrônica de um ânion volumoso, compartilhando carga. Não confunda: compostos com cátions muito polarizantes exibem pontos de fusão mais baixos do que os tipicamente iônicos.

Sólidos Covalentes Reticulares

Macromoléculas tridimensionais unidas exclusivamente por ligações covalentes contínuas (ex: diamante e quartzo). Não confunda: possuem pontos de fusão extremamente altos, diferindo de substâncias moleculares discretas.

Energia Reticular

Energia liberada quando íons gasosos se unem para formar um mol de retículo cristalino iônico sólido. Não confunda: quanto menor o raio iônico e maior a carga dos íons, maior é a energia reticular.

Ligas Metálicas Intersticiais vs. Substitucionais

Substitucionais trocam átomos metálicos por outros de tamanho similar; intersticiais acomodam átomos muito menores nos vazios do retículo (ex: aço). Não confunda: ambas mantêm o mar de elétrons, mas mudam a dureza e a maleabilidade.