Ligaçoes quimicas

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO 3
1. TEORIA DE REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS 4
2. GEOMETRIA MOLECULAR 5
2.1. Tipos de geometria 5
3. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 7
3.1. Conceito 7
3.2. Momento dipolar 7
3.3. Molécula apolar 8
3.4. Molécula polar 9
4. ATRAÇÕES INTERMOLECULARES 10
4.1. Conceito 10
4.2. Atração dipolo-dipolo 10
4.3. Ligação de hidrogênio 11
4.4. Forças de London 12
4.5. Intensidade das forças de London 13
4.6. Atrações íon-dipolo e íon-dipolo induzido 14
5. AS RELAÇÕES DAS FORÇAS INTERMOLECULARES COM A AS PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS 15
5.1. Retenção do volume e da forma 15
5.2. Tensão superficial 16
5.3. Molhabilidade 17
5.4. Viscosidade 18
5.5. Evaporação e a sublimação 18
REFERENCIAS 20

INTRODUÇÃO

As moléculas são formadas devido à interação entre os átomos por meio das ligações intramoleculares. Essas ligações também causam efeitos em outras moléculas do elemento o qual compõem, gerando atração entre elas. Que por sua vez influenciam em algumas propriedades físicas desse elemento químico.

1. Teoria da repulsão dos pares eletrônicos

Baseia-se na ideia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química.

Figura - Molécula de água.
A geometria molecular da água é angular, pois existe uma alta repulsão eletrônica entre os dois pares de elétrons livres no oxigênio e a ligação.

2. Geometria molecular

2.1. Tipos de geometria molecular
Linear: Acontece em toda molécula biatômica (que possui dois átomos) ou em toda molécula em que o átomo central possui no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência. Exemplo: Ácido clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO2). (Figura 2)

Figura -