Teoria do Octeto

A Teoria do Octeto é baseada na estabilidade dos gases nobres. De todos os elementos que existem na natureza, apenas os gases nobres podem ser encontrados livres, na forma de átomo isolado. Os demais se encontram ligados uns aos outros, de diversas maneiras e nas mais diversas combinações.

Os gases nobres estão isolados porque obedecem à regra do octeto, ou seja, contém oito elétrons na sua camada de valência, ou camada mais externa, mais afastada do núcleo, com exceção do Hélio, que possui dois elétrons e é estável. 

Nos elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres.

Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir:

ELEMENTO	Z	SÍMBOLO	K	L	M	N	O	P	Q
HÉLIO	2	He	2	-	-	-	-	-	-
NÊONIO	10	Ne	2	8	-	-	-	-	-
ARGÔNIO	18	Ar	2	8	8	-	-	-	-
CRIPTÔNIO	36	Kr	2	8	18	8	-	-	-
XENÔNIO	54	Xe	2	8	18	18	8	-	-
RADÔNIO	86	Rn	2	8	18	32	18	8	-

A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última.

Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem estabilizados, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres.

Os átomos menores em número de elétrons tendem a alcançar o dueto, ou seja, procuram conseguir dois elétrons na camada de valência como o hélio: (Z = 2), logo 1s2. É o caso do hidrogênio e do lítio.

Por ser a última camada, quando dois átomos se encontram a camada de valência de um toca a camada de valência do outro. A observação dos átomos já conhecidos, permite estabelecer algumas regras para a ligação eletrônica:

1º quando um átomo tiver 8 elétrons na camada de valência, existira uma “estabilidade” e ele não se ligará a outros átomos. Por isso não se pode formar nenhum composto químico com os gases nobres hélio (He); neônio (Ne); argônio (Ar); criptônio (Kr); xenônio (Xe); e randônio (Rn).
2º Quando um átomo possuir menos de 8 elétrons na camada de valência, ele tende a “associar-se” a outros átomos para completar ou eliminar a camada incompleta.
3º Com 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, o átomo procura eliminar.
4º Com 5, 6, 7 elétrons na camada de valência, a tendência é completar.
5º Com 4 elétrons na última camada, tanto faz eliminar ou completar, dependerá do elemento químico em questão.Existe, então, uma regra prática para verificar a distribuição eletrônica de um átomo. No entanto, é importante saber que essa regra tem muitas exceções.

Levando-se em conta a representação universal das camadas (K L M N O P Q), distribui-se os elétrons do elemento químico, levando-se em conta a quantidade máxima de elétrons em cada camada, até chegar à camada de valência do elemento em questão.

Na tentativa de atingir a estabilidade sugerida pela Regra do Octeto, cada elemento precisa ganhar ou perder (compartilhar) elétrons nas ligações químicas, como no exemplo a seguir:

Ligação de Sódio (Na) e Cloro (Cl): o átomo de sódio doa um elétron para o átomo de Cloro.
Em uma visão mais dinâmica, este compartilhamento de elétrons ficaria assim:

Vamos observar o seguinte:

• O átomo de Sódio doa um elétron para o átomo de Cloro;
• Forma-se o íon Na+ com oito elétrons na camada de valência (última camada da eletrosfera);
• O íon de cloro aparece com uma carga negativa (Cl-), indicando que recebeu um elétron e atingiu a estabilidade.

Fonte:

• http://www.brasilescola.com/quimica/teoria-octeto.htm 
• http://www.soq.com.br/conteudos/em/ligacoesquimicas/ 
• http://www.mundovestibular.com.br/articles/507/1/LIGACOES-QUIMICAS/Paacutegina1.html

Isótopos, Isóbaros e Isótonos

Número atômico e número de massa

Chama-se o número atômico de um elemento o número de prótons no seu núcleo. Para um âtomo neutro, este é também o número de elétrons que o átomo possui. O número atômico geralmente é representado pela letra Z.

Chama-se o número de massa de um elemento a soma do número de prótons com o número de neutrons, isto é, o número de partículas que constituem o núcleo. Representa-se geralmente pela letra A. Assim, sendo N o número de neutrons de um núcleo, é evidente que:

Isótopo

São variantes de um elemento químico particular. Enquanto todos os isótopos de um dado elemento compartilham o mesmo número de prótons, cada isótopo difere dos outros em seu número de nêutrons. 

O termo isótopo é formado a partir das raízes gregas isos (ἴσος "igual") e Topos ("lugar" τόπος). Assim: "o mesmo lugar", significando que diferentes isótopos de um único elemento ocupam a mesma posição na tabela periódica. O número de prótons dentro núcleo do átomo identifica unicamente um elemento, mas um determinado elemento pode, em princípio, ter qualquer número de nêutrons. 

O número de núcleos (soma de prótons e nêutrons) no núcleo é o número de massa (ou massa atômica), e cada isótopo de um determinado elemento tem um número de massa diferente. A diferença nos pesos atómicos resulta de diferenças no número de nêutrons nos núcleos atómicos, ou seja, os isótopos são átomos que possuem a mesma quantidade de prótons, mas não a mesma de neutrons. 

Ex.: 

• Isótopos de Hidrogênio: o Prótio (1 próton sem nêutron) o Deutério (1 próton e 1 nêutron) e o Trítio (1 próton e 2 nêutrons). 
• Isótopos de Carbono: carbono-12, carbono-13 e carbono-14 são três isótopos do elemento carbono com os números de massa 12, 13 e 14, respectivamente. O número atômico do carbono é 6 (= número de prótons no núcleo), o que significa que cada átomo de carbono tem 6 prótons, de modo que os números de nêutrons destes isótopos são 6, 7 e 8, respectivamente.
• Isótopos do oxigênio: Oxigênio-16; Oxigênio-17; Oxigênio-18
• Isótopos do urânio: Urânio-235; Urânio-238
• Isótopos do cloro: Cloro-35; Cloro-37

Na nomenclatura científica, os isótopos são designados pelo nome do elemento seguido por um hífen e pelo número de núcleons (prótons e nêutrons) no núcleo atômico (ex: ferro-57, urânio-238,hélio-3). Na forma simbólica, o número de núcleons é escrito como um prefixo subido do símbolo químico (ex: ⁵⁷Fe, ²³⁸U, ³He). Existem 339 isótopos naturais na Terra. E mais de 3100 são conhecidos.

Resumindo: são átomos de um mesmo elemento que possuem propriedades químicas idênticas (visto apresentarem a mesma distribuição eletrônica), mas propriedades físicas diferentes.
Possuem o mesmo número atômico (Z), porém apresentam diferentes números de massa (A). 
Representa-se um isótopo pelo símbolo, nº atômico (Z) e massa atômica (A) ZEA

Isóbaros

São átomos de diferentes elementos químicos e, portanto, de diferentes números atômicos, que apresentam o mesmo número de massa

Alguns elementos isóbaros são:

• ₆C¹⁴ (A=14 e Z=6) e ₇N¹⁴ (A=14 e Z=7)

• ₁₈Ar⁴⁰ (A=40 e Z=18) e ₂₀Ca⁴⁰ (A=40 e Z=20)

Resumindo: são átomos que têm o mesmo número de massa (A),mas diferentes números atômicos (Z). Suas propriedades químicas são totalmente diferentes.

A propriedade de dois ou mais elementos apresentarem o mesmo número de massa é denominada "isobaria".

Observa-se que mesmo os isóbaros apresentando o mesmo número de massa, isso não significa que apresentem exatamente a mesma massa atômica.

Isótonos

Em química, isótonos são átomos que diferem no número atômico (número de prótons) e no número de massa, porém apresentam o mesmo número de nêutrons.

Exemplo: O Boro e o Carbono apresentam, cada um, 6 nêutrons:

• Boro: Z=5 e A=11 contém 5 prótons e 6 neutrons

• Carbono: Z=6 e A=12 contém 6 prótons e 6 neutrons

Resumindo: são átomos com diferentes números atômicos e de massa, porém com igual número de nêutrons.
A propriedade entre os átomos de elementos químicos diferentes que apresentam o mesmo número de nêutrons é denominada isotonia.

Resumo dos Isótopos, Isóbaros e Isótonos

      Prótons    Massa    Nêutrons  

 Isótopos      =               ≠              ≠         
 Isóbaros      ≠               =              ≠         
 Isótonos      ≠               ≠              =         

• IsótoPos = mesmo núimero de Prótons (P);
• IsótoNos = mesmo número de Nêutrons (N);
• IsóbAros = mesmo número de massa (A).

Fonte:

• http://www.deboni.he.com.br/ccount/click.php?id=40
• http://efisica.if.usp.br/moderna/materia/nucleos/
• http://www.qieducacao.com/2011/02/isotopos-isobaros-e-isotonos.html
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Is%C3%B3topo
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Is%C3%B3tono
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Is%C3%B3baro

Forças Intermoleculares

As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas. Quanto maior for a força de atração maior será a coesão entre as moléculas.
Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os gases apresentam baixos pontos de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças intermoleculares ocorrem, portanto, em compostos covalentes nos estados líquido e sólido - não são verificadas no estado gasoso (Ex:H2O(v), NH3(g)) – e são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de hidrogênio.

Ligações de Hidrogênio

Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As ligações de hidrogênio são atrações intermoleculares anormalmente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.

As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão entre as moléculas.

Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C - OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4º C. A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas.

Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação ao metanol.
Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.

Esquemas das ligações de hidrogênio

Resumindo:
Ligações de Hidrogênio: ocorre quando o Hidrogênio está ligado ao Flúor ou Oxigênio ou Nitrogênio

Exemplos: HF, NH3, H2O, etc.

Forças de Van der Waals

São divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas18:

• Íon - Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo).

• Íon - Dipolo induzido: Atração entre um íon e uma molécula apolar. O íon causa uma atração ou  repulsão eletrônica com a nuvem eletrônica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar e provocando a formação de dipolos (induzidos).

• Dipolo permanente - Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos pólos opostos (positivo-negativo).

• Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu pólo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).
• Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente - dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvens eletrônicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição.

Curiosidade: A característica que lagartixas e pequenos lagartos apresentam de se deslocar sobre superfícies pouco rugosas (paredes) se deve às Forças de Van Der Waals presentes nas suas patas.


Resumindo, em termos de Forças de Van Der Waals, basta diferenciar apenas os dois tipos abaixo, ou seja, a que se aplica a moléculas polares (dipolo permanente) e a que se aplica a moléculas apolares (dipolo induzido ou Forças de Dispersão de London).

• Dipolo-dipolo ou dipolo permanente – dipolo permanente ou dipolar: ocorre em moléculas polares.

Ex: HCl, SO2, PCl3, H2S, HBr, etc.

• Dipolo instantâneo - dipolo induzido ou dipolo induzido - dipolo induzido ou forças de London: ocorre em moléculas apolares.

Ex: CO2, O2, CH4, I2, SO3, etc.

• Ordem crescente das forças intermoleculares.

Dipolo instantâneo-dipolo induzido (Forças de London) < dipolo-dipolo (dipolo permanente) < ligações de hidrogênio.

OBSERVAÇÃO: quanto mais forte for a força de atração intermolecular, maior será o seu ponto de ebulição. Ex.: CH4 < Hcl < NH3

Fonte:

http://www.deboni.he.com.br/ccount/click.php?id=39

Isomeria Espacial Óptica

A isomeria espacial óptica é aquela que apresenta um carbono com quatro ligantes diferentes entre si. Para este carbono damos o nome de assimétrico ou Quiral. Está identificado com um asterisco (*).

 

Quiralidade

Quando falamos em moléculas com imagens especulares não superponíveis (enantiômeros), falamos em termos de quiralidade. Um objeto quiral é aquele que possui a propriedade de "lateralidade", ou seja, é um objeto que não pode ser colocado sobre a sua imagem especular de forma que todas as partes coincidam. Em outras palavras, um objeto quiral não é superponível à sua imagem especular. O exemplo mais comum é cada uma das nossas mãos, que guardam a relação de imagem especular entre si (esquerda e direita), mas não podem ser sobrepostas. A mão é, portanto, um objeto quiral.

A quiralidade tem uma importância muito grande no dia-a-dia. Muitos medicamentos são quirais. Normalmente, apenas uma forma de imagem especular de uma droga fornece o efeito desejado. A outra forma de imagem especular é geralmente inativa, menos ativa, ou mesmo nociva à saúde, provocando efeitos colaterais sérios ou toxicidade.  

O polarímetro e a Luz polarizada

Uma das propriedades características de moléculas quirais é a capacidade de desviar o plano de propagação da luz polarizada. O aparelho utilizado para medir esse desvio é o polarímetro.

 Aparelho polarímetro: análise de uma amostra dextrogira. 

1. Substâncias que desviam a luz polarizada para a direita chamam-se dextrógira (do latim dexter, direito), e nesse caso utiliza-se o símbolo (+) antes do nome do composto. 
2. Substâncias que desviam a luz polarizada para a esquerda chamam-se levógira (do latim laevus, esquerda) , e nesse caso utiliza-se o símbolo (-)  antes do nome do composto.
3. Um composto que não desvia o plano de luz polarizada é considerado opticamente inativo, e um que desvia é opticamente ativo.

Estereoisômeros com 1 carbono Assimétrico

Toda substância que apresenta um carbono assimétrico, ou seja, quatro grupos ligados a um carbono sp³  e possuem dois isômeros espaciais: um dextrógiro e um levógiro.

Enantiomorfos, Antípodas ópticos: são compostos que são imagens especulares um do outro, ou seja não são superponíveis, desviam a luz polarizada de um mesmo ângulo (ativos), só que para lados opostos.

 

 

Exemplo: ácido lático ou ácido 2-hidróxi-propanóico

Observe que há quatro grupos diferentes nesta molécula: H, CH3, OH, COOH.
Se pudéssemos colocar um espelho na frente da molécula do ácido lático, visualizaremos a seguinte molécula:

O ácido lático recebe o nome D e a sua imagem especular (imagem do espelho), o nome L.

Então as duas moléculas de ácido lático desviam a luz plano polarizada porém uma para um lado e a outra para o outro.

Ambos provocam o mesmo desvio angular, porém em sentidos opostos. Ao olharmos estas duas estruturas vemos que são quimicamente e fisicamente iguais, mas fisiologicamente são diferentes. 

Como se faz a distinção entre elas? Como se tratam de isômeros opticamente ativos, usamos a classificação dextrogiro e levogiro. As letras “d e l” são usadas na nomenclatura:

• Ácido levoláctico → ácido l-láctico ou ácido (-) lático: presente na fermentação de açúcares.
• Ácido dextroláctico → ácido d-láctico ou ácido (+) lático: presente nos músculos. 

Os dois isômeros de ácido lático podem ser chamado de par de enantiomorfos ou antípodas ópticos.

Substâncias com dois átomos de carbono assimétricos diferentes

Existem algumas moléculas que possuem diversos carbonos assimétricos ou quirais. Teremos quatro moléculas espacialmente diferentes: duas dextrógiras e duas levógiras.
Veja o exemplo do ácido α-hidróxi-β-metil-succínico:

Nesta substância, temos dois carbonos assimétricos e diferentes entre si.
Este composto apresenta quatro isômeros opticamente ativos e distintos entre si, que podem ser representados desta forma:

A diferença entre os quatro compostos é indicada pelas posições dos grupos OH e CH3, que as vezes estão na esquerda e outra vez à direita da fórmula.

1. Os isômeros A e B são antípodas ópticos, sendo que um é dextrógiro e o outro levógiro.
2. Os isômeros C e D são antípodas ópticos, sendo que um é dextrógiro e o outro levógiro.
3. Observe que A e B; C e D são imagens especulares uma da outra. É como se houvesse um espelho na frente de cada uma destas moléculas. Elas são Enantiômeros.
4. Os isômeros A e C; A e D; B e C; B e D não são imagens especulares um do outro. Eles são Diasteroisômeros. 

Diasteroisômeros

São isômeros ópticos não enantiomorfos entre si, ou seja, não são imagens especulares um do outro, desviam a luz polarizada em Ângulos diferentes (ativos) e só ocorrem em compostos com mais de um C* na molécula. Apresentam propriedades físicas e químicas diferentes e podem ser separados por  destilação fracionada, cristalização ou cromatografia.

 

Para saber quantos isômeros ópticos existe, podemos calcular de acordo com o número de carbonos assimétricos. 

Na molécula do ácido α-hidróxi-β-metil-succínico existem dois carbonos assimétricos. Então aplicando a fórmula:

• SOA = 2ⁿ, sendo n o número de carbonos quirais.
• SOI = 2^n-1, isômeros racêmicos.

Portanto, na estrutura acima temos 2 dois carbono quirais (C*), então:

• SOA = 2ⁿ = 2² = 4 isômeros ativos (d₁l₁ e d₂l₂)
• SOI = 2^n-1 = 2^2-1 = 2 racêmicos (r₁,r₂)

 

Uma mistura racêmica ou Racemato é definida como uma mistura de dois enantiômeros, com quantidades iguais, sendo um dextrógiro (d-) e o outro levógiro (l-). Sendo assim, um feixe de luz que incide sobre essa mistura não é desviado para a direita e nem para a esquerda, seguindo paralelo ao eixo das abscissas. 

Substâncias com 2 átomos de carbono assimétricos iguais

Teremos 3 moléculas espacialmente diferentes: uma dextrógira, uma levógira e uma opticamente inativa chamada MESO.

Composto Meso: é um isômero inativo por compensação interna, ou seja é um composto que possui dois carbonos assimétricos (2C*) com ligantes iguais e um dos carbonos desvia a luz polarizada de um ângulo µ para a direita e o outro C* desvia a luz polarizada de um ângulo µ para a esquerda, portanto o desvio final será nulo.

Apesar de serem assimétricos, eles não são quirais, uma vez que são superponíveis. Compostos meso são opticamente inativos, ou seja, não desviam o plano da luz polarizada. 

Para identificar facilmente o composto meso, basta verificar a presença de um elemento de simetria, com um plano, na molécula. Plano de simetria é o plano que divide a molécula ou qualquer objeto em duas partes iguais, de modo que uma seja imagem especular (espelho) da outra.

 

Neste caso teremos 4 isômeros:

SOA = dextrógira e levógira
SOI = racêmico e meso

 

Fonte

• Barbosa, Luiz Cláudia de Almeida. Introdução à Química Orgânica. 2ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2011.
• http://www.soq.com.br/conteudos/em/isomeria
• http://www.mundovestibular.com.br/articles/77/1/ISOMERIA-/Paacutegina1.html
• http://www.infoescola.com/quimica/isomeria/
• http://www.infoescola.com/quimica/mistura-racemica/
• http://www.algosobre.com.br/quimica/isomeria.html

Isomeria CIS-TRANS

Os Estereoisômeros são os isômeros que só pode ser explicada por meio de fórmulas estruturais espaciais. As ligações dos átomos obedecem a mesma ordem mas tem geometria diferentes. Só ocorre em compostos que apresentam duplas ligações ou em compostos cíclicos, o que impede a livre rotação dos átomos.
Os estereoisômeros podem ser subdivididos em: Isomeria Geométrica CIS-TRANS, e Isomeria Óptica.

Isomeria Geométrica CIS-TRANS

A isomeria geométrica cis-trans ocorre quando um par de isômeros apresentam a mesma fórmula molecular, mas são diferentes em suas fórmulas estruturais.

• Isomeria CIS: Indicando átomos iguais de um mesmo lado em relação aos carbonos da dupla. A palavra cis vem do latim e significa “aquém de”.
• Isomeria TRANS: Indicando que os átomos estão em posições transversais ou opostas em relação aos carbonos da dupla. A palavra trans vem do latim e significa “além de”.

  cis-2-buteno                                                    trans-2-buteno 

Pode ocorrer CIS-TRANS em dois casos:

• Em compostos com ligação dupla
• Em compostos cíclicos

 

Compostos com ligação dupla

Os isômeros deverão ter carbonos unidos por uma dupla ligação e ligantes diferentes presos a cada carbono da dupla ligação.

Seja a ligação dupla entre C = C e seus ligantes a, b, c, d, a condição para que ocorra a isomeria geométrica cis-trans deve ter seus ligantes a e b diferentes e c e d diferentes.

Assim:

Exemplos:

A fórmula molecular C2H2Cl2 pode representar duas moléculas com fórmulas estruturais diferentes.

Obseve que os átomos ligantes H e Cl estão no mesmo lado na fórmula à esquerda. Estão em posições opostas na fórmula à direita. Por este motivo, damos nomes diferentes para estes isômeros.

Nomenclatura correta destes isômeros:

Compostos Cíclicos

Para que esta isomeria ocorra em compostos cíclicos é necessário que pelo menos dois carbonos do ciclo apresentem ligantes diferentes entre si.

Nesta molécula os ligantes dos carbonos são diferentes:

Exemplos:

Este caso especial de isomeria também pode ser chamado de isomeria baeyeriana, em homenagem ao cientista Adolf von Baeyer.

 

Fonte

• Barbosa, Luiz Cláudia de Almeida. Introdução à Química Orgânica. 2ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2011.

• http://www.soq.com.br/conteudos/em/isomeria http://www.mundovestibular.com.br/articles/77/1/ISOMERIA-/Paacutegina1.html
• http://www.infoescola.com/quimica/isomeria/
• http://www.algosobre.com.br/quimica/isomeria.html

 

Carga Formal

A estrutura de Lewis de uma molécula não está completa sem a atribuição das cargas formais dos átomos. As cargas formais são atribuídas considerando que as ligações químicas sejam 100% covalentes (sem caráter iônico). Exceto para moléculas diatômicas homonucleares, as cargas formais não são, de fato, cargas “reais”.

As cargas formais são calculadas assumindo que o par de elétrons numa ligação química seja compartilhado igualmente entre os dois átomos, independentemente de suas eletronegatividades. A carga formal de um átomo pode ser calculada pela diferença entre o número de elétrons de valência do átomo e o número de elétrons que permaneceria nesse átomo caso os átomos ligados a ele fossem removidos homoliticamente (um elétron para cada átomo).

A fórmula da carga formal (C_fo) é:

C_f = V – (L + ½ S)

Em que:
V = nº de elétrons de valência do átomo livre;
L = n} de elétrons presentes nos pares isolados (não ligantes) do átomo na estrutura;
S = nº de elétrons compartilhados pelo átomo na estrutura.

Muitos autores propõem que as cargas formais surgem da formação de ligações “dativas”. Usando o procedimento geral para o desenho de estruturas de Lewis e a expressão matemática para o cálculo das cargas formais, não há necessidade de lançar mão da idéia de ligação dativa para atribuir cargas formais.

Veja os exemplos da tabela a seguir:

Fórmula molecular	Estruturas de Lewis e cargas formais
NH4+
CN-
BF4-
CO

Para diferenciar estados de oxidação de cargas formais, estas últimas são escritas dentro de círculos. Na ausência de indicação, a carga formal do átomo é zero.

Tente você mesmo construir as estruturas mostradas na tabela acima. Depois, faça a atribuição das cargas formais usando a expressão fornecida. Perceba que o resultado líquido da soma das cargas formais é sempre igual à carga total da molécula ou do íon poliatômico.

Perceba que só é possível calcular e atribuir as cargas formais após o desenho das estruturas de Lewis.

Resolva:

Abaixo foram propostas duas estruturas para a molécula de sulfato de hidrogênio (ácido sulfúrico, H2SO4). Realize o cálculo da carga formal e descubra qual delas tem maior probabilidade de existência real.

Resolução:

A estrutura 1 tem maior probabilidade de existência real, mesmo considerando que nessa estrutura o enxofre tenha expandido seu octeto. Isso é mostrado no cálculo da carga formal abaixo, em que os valores mais próximos de zero foram os dessa estrutura.
Realizaremos o cálculo da carga formal apenas para os átomos em destaque abaixo, pois os demais estão com arranjos iguais. Assim, temos:

Fonte:

• http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula03/02.html 
• http://exercicios.brasilescola.com/quimica/exercicios-sobre-carga-formal.htm

Teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV)

O modelo RPECV foi introduzido por Gillespie e Nyholm na década de 1950, com o intuito de auxiliar a previsão de geometrias moleculares a partir de estruturas de Lewis. O modelo RPECV é uma ferramenta extremamente poderosa na determinação de estruturas de moléculas de elementos representativos. As estimativas de geometria providenciadas pela teoria RPECV têm sido confirmadas por dados experimentais.

De acordo com o modelo RPECV, apenas a repulsão entre pares isolados (p.i.) e pares ligados (p.l.) ao redor do átomo central são relevantes na determinação das geometrias. Pode ser estabelecida a seguinte ordem crescente de influência na determinação de geometrias:

repulsão p.l-p.l. < p.l.-p.i. < p.i.-p.i.

Na molécula de amônia (NH₃), a geometria é piramidal triangular (Figura 1). Se o par 

isolado tivesse a mesma influência que os pares ligados (as três ligações N-H), o ângulo de ligação ∠ HNH se assemelharia ao ângulo interno de um tetraedro regular: 109,5^º. Entretanto, o ângulo ∠ HNH = 107º.

Molécula da amônia. ∠ HNH = 107º (Lp significa par isolado)

Desta forma os pares de elétrons se localizam o mais afastado possível, uns dos outros, para evitar uma repulsão brusca.

Tabela de Geometria Molecular

Observe na tabela abaixo, como estão organizados os pares de elétrons ao redor de um determinado átomo:

A = átomo central

L = átomo ou grupo ligado ao átomo central

E = pares de elétrons livres (átomo central)

Fonte:

• http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula05/01.html
•  http://pt.wikipedia.org/wiki/Geometria_molecular
• http://www.colegioweb.com.br/quimica/teoria-da-repulsao-dos-pares-de-eletrons-da-camada-de-valencia-teoria-rpecv.html
• http://en.wikipedia.org/wiki/VSEPR_theory

TLV - Teoria da Ligação de Valência (Química Orgânica

É uma teoria que foi desenvolvida a partir do modelo atômico quântico (onde o elétron apresenta comportamento ondulatório), para descrever a formação da ligação entre orbitais atômicos. 

Lembre-se: orbital (ou função de onda) é o nome dado a solução ou resolução de uma determinada expressão matemática (denominada também de equação de onda) que indica a provável região do espaço em volta do núcleo atômico, onde o elétron tem maior probabilidade de ser encontrado.

Pela teoria da ligação de valência, uma ligação se forma através da sobreposição de orbitais semipreenchidos, ou seja, orbitais que apresentem elétrons desemparelhados.

Os elétrons estão desta forma, emparelhados nos orbitais que superpuseram e são atraídos por ambos os núcleos. Desta forma há um aumento da densidade eletrônica entre os núcleos, unindo os átomos e consequentemente diminuindo a energia total do sistema, formando uma molécula estável.. Isso por ser descrito pelas funções de onda de cada um dos átomos. 

A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais atômicos. Em conseqüência os átomos na molécula tendem a ocupar uma posição em que haja um máximo de superposição entre os orbitais. 

Exemplo: a molécula do hidrogênio (H2). Superposição de dois orbitais 1s. 

Molécula de Hidrogênio

Molécula de H2 após a superposição de orbitais

Segundo a TLV, os dois elétrons que participam da ligação são de spin opostos. Se os dois elétrons tiverem spins paralelos não ocorre a ligação e desta forma ocorreria repulsão, como é possível verificar abaixo:

Representação esquemática das curvas teóricas de energia (de a até d) para uma molécula de hidrogênio. A curva e é a curva obtida experimentalmente e a curva f demonstra a interação repulsiva de dois elétrons de spins iguais. 

A TLV prevê a existência de dois tipos de superposições de orbitais:

Frontal: exatamente no eixo da ligação química (direção internuclear), sendo chamada de ligação sigma (σ). Estes orbitais são cilindricamente simétricos em relação ao eixo internuclear.

Lateral: quando a ligação decorre da interação lateral de orbitais; a superposição ocorre no plano da ligação química, sendo chamada de ligação pi (π)

 

Obs:

Ligação pi (π) : é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos paralelos). A ligação pi é mais fraca e mais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "p". As ligações pi nunca acontecem sozinhas sem que os átomos também sejam unidos por uma ligação sigma.

Representação esquemática das possibilidades de superposições sigma (σ) de orbitais.

Representação esquemática das possibilidades de superposições pi (π) de orbitais. 

A teoria de ligação de valência utiliza a definição de orbitais atômicos híbridos para explicar tanto o compartilhamento de elétrons durante a superposição de orbitais atômicos quanto a geometria espacial apresentada pela substância formada.

Fonte:

http://relealquimica.blogspot.com/2010/03/teoria-da-ligacao-de-valencia-tlv.html 

http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAxJwAA/teoria-orbital-atomico 

http://www.ebah.com.br/content/ABAAAANU8AE/hibridizacao