Ligação Química

PREFÁCIO i
INTRODUÇÃO iii
BIBLIOGRAFIA vi
ESTRUTURA ATÓMICA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS ESTRUTURA ATÓMICA E MODELOS ATÓMICOS
Natureza eléctrica dos átomos
Electrólise
Condução de electricidade através de gases rarefeitos
Raios anódicos
Efeito termoiónico
Efeito fotoeléctrico
Raios X e Radioactividade
Raios X
Radioactividade
A carga do electrão
Modelos atómicos
Modelo atómico de Thomson
Modelo atómico de Rutherford
Modelo atómico de Bohr
Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld
Mecânica ondulatória e estrutura atómica
Dualidade onda-corpúsculo
Hipótese de De Broglie
Princípio da incerteza de Heisenberg
Equação de Schrödinger
Significado da função de onda ?
Função radial R(r)
Função angular Y(?, ?)
Simetria das orbitais
Energia das orbitais atómicas
Átomos polielectrónicos
Preenchimento das orbitais – configuração electrónica
II
II.1
II.2
II.3
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS)
Classificação periódica dos elementos
Os nomes dos elementos
Classificação periódica e configuração electrónica
Propriedades periódicas dos elementos
Raios atómicos
Energia de ionização
Electroafinidade (EA); Energia de captura electrónica (ECE)
Electronegatividade (electronegatividade de Mulliken)
Outras propriedades periódicas
LIGAÇÃO QUÍMICA EM MOLÉCULAS
INTRODUÇÃO
GEOMETRIA MOLECULAR – TEORIA DA REPULSÃO DOS
PARES ELECTRÓNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA (TRPECV)
BeH2
H2O
CH4
CCl4
BH3
BF3
NH3
CO2
Etino, C2H2
Eteno, C2H4
Peróxido de hidrogénio, H2O2
TEORIA DO ENLACE DE VALÊNCIA
Moléculas diatómicas homonucleares
Li2
“He2”
N2
O2
F2
Raios covalentes – I
Moléculas diatómicas heteronucleares
HF, fluoreto de hidrogénio
Electronegatividade de Pauling
Electronegatividade de Allred e Rochow
NO, monóxido de azoto
CO, monóxido de carbono
Moléculas poliatómicas
CH4, metano – I
Hibridação
CH4,metano
C2H4, etileno (eteno)
C2H2, acetileno (etino)
Ligações múltiplas e isomeria geométrica
Energética da hibridação
Propriedades direccionais das orbitais híbridas
Electronegatividade de orbital
Electronegatividade de grupo
Molécula de água, H2O
Polaridade da molécula de H2O
Molécula de NH3
Molécula de BeCl2
Moléculas “BH3”, B2H6
“BH3”
B2H6
Moléculas BX3, X = F, Cl, Br, I
Raios covalentes-II
Benzeno, C6H6
Radical alilo, C3H5
Compostos “hipervalentes”
a) Compostos de elementos do grupo 15 0
b) Compostos de elementos do grupo 16
c) Compostos de elementos do grupo 17
d) Compostos de elementos do grupo 18
TEORIA DAS ORBITAIS MOLECULARES
Introdução
Moléculas diatómicas homonucleares
Espécies do primeiro período da tabela periódica
Moléculas diatómicas homonucleares construídas a partir de átomos
do 2.º período da tabela periódica
Li2
Be2
B2
C2
N2
O2
F2
Ne2
Moléculas diatómicas heteronucleares
Espécies AH
Molécula de HF
Molécula de CO
Moléculas poliatómicas do tipo AHn
Regras para a construção das CLOA(AP) a partir do Método
dos Planos Nodais
“Moléculas” cíclicas
3 átomos (incluindo H3n, n = +1, 0, -1)
4 átomos
5 átomos
6 átomos
Moléculas AH2
Molécula linear, por exemplo BeH2
Molécula angular, por exemplo H2O
Diagrama de Walsh para moléculas AH2
Moléculas AH3
Moléculas planas, por exemplo BH3
Moléculas piramidais, por exemplo NH3
Diagrama de Walsh para moléculas AH3
Moléculas AH4
Moléculas quadrangulares planas
Moléculas tetraédricas, por exemplo CH4
Diagrama de Walsh para moléculas AH4
Moléculas AH5
AH5a partir de AH3+ H2(diagrama simplificado)
AH5a partir de A + H5
AH5a partir de AH3+ H2(diagrama não simplificado)
Moléculas AH6
H6a partir de H4+ H2
AH6a partir de A + H6
AH6 a partir de AH4+ H2
Moléculas poliatómicas do tipo AXn
Molécula linear, CO2
Moléculas AX3
Espécies triangulares planas, por exemplo BF3 e CO32¬
Moléculas policêntricas
Molécula de etano, C2H6III
III.1
III.2
IV
IV.1
Molécula de eteno (ou etileno), C2H4
Molécula de etino (ou acetileno), C2H2
Diborano, B2H6
Aplicação do Método dos Planos Nodais à descrição de ligações ¹
em moléculas orgânicas: alilo e polienos
1. Radical alilo, C3H5
2. Butadieno, C4H6
3. Ciclobutadieno, C4H4
4. Ião ciclopentadienilo, C5H5
5. Benzeno, C6H6 FORÇAS INTERMOLECULARE
INTERACÇÕES DE VAN DER WAALS
Interacções de Keesom
Interacções de Debye
Interacções de London
Raio de van der Waals
Importância das ligações de van der Waals
LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO
Efeito das ligações de hidrogénio sobre algumas propriedades físicas e químicas das substâncias
i) Pontos de fusão e de ebulição
ii) Solubilidade
iii) Constantes de acidez, Ka
iv) Outras propriedades
Estrutura cristalina dos compostos com ligações de hidrogénio
Importância prática das ligações de hidrogénio
Considerações finais
LIGAÇÃO QUÍMICA EM SÓLIDOS
LIGAÇÃO EM CRISTAIS IÓNICOS – LIGAÇÃO IÓNICA
Estruturas cristalinas mais importantes
i) Estruturas dos compostos do tipo AB
ii) Estruturas dos compostos do tipo AB2
Energética da formação dos compostos iónicos
Ciclo de Born-Haber
Raios iónicos
Variações nos raios iónicos
Influência dos raios iónicos sobre o tipo de estrutura
IV.2
IV.3
Raios iónicos a partir de mapas de densidade electrónica
Propriedades físicas e químicas dos compostos iónicos
Pontos de fusão e de ebulição
ii) Dureza
iii) Indeformabilidade e fragilidade
iv) Solubilidade
v) Condutividade eléctrica
LIGAÇÃO QUÍMICA EM CRISTAIS METÁLICOS – LIGAÇÃO METÁLICA
Propriedades gerais dos metais
Estruturas dos metais puros
Cavidades intersticiais
Cavidades tetraédricas
Cavidades octaédricas
Estruturas compactas de aniões com cavidades intersticiais preenchidas
por catiões – estruturas iónicas
Estrutura cristalina e configuração electrónica
Raios metálicos
Estrutura cristalina e propriedades mecânicas
Energias de coesão nos metais
Energia de coesão e propriedades físicas dos metais
Teorias da ligação química
Teoria clássica do electrão livre
Teoria quântica do gás electrónico
Teoria das bandas
Teoria do Enlace de Valência
Ligas metálicas — alguns conceitos básicos
Misturas metálicas
Soluções sólidas
Soluções sólidas de substituição
Soluções sólidas intersticiais
Compostos intermetálicos
LIGAÇÃO QUÍMICA EM CRISTAIS COVALENTES
Descrição da ligação química pela Teoria do Enlace de Valência (TEV)
Diamante
Grafite
Aplicação da Teoria das Bandas à descrição das propriedades eléctricas
nos cristais covalentes – Isolantes e semicondutores
Semicondutores intrínsecos
Semicondutores intrínsecos formados por compostos binários do tipo AnB8-n
Crítica à teoria do campo cristalino
Teoria das Orbitais Moleculares
Complexos octaédricos – só ligações ?
Complexos octaédricos – ligações ¹
Ligação metal-carbonilo, M–CO
Ligação metal-etileno
Ligação metal-dihidrogénio
Complexos ML4 tetraédricos – só ligações ?
Ligações ¹em complexos tetraédricos
Complexos ML4 quadrangulares planos – só ligações ?
Ligações ¹em complexos ML4 quadrangulares planos
i) Ligações¹no plano xy
ii) Ligações ¹nos planos xz e yz
Compostos organometálicos 0
Dibenzenocrómio(0)
Diciclopentadieniloferro(II)
Diciclobutadienoníquel(0)Ligação platina-etileno no sal de Zeise
APÊNDICE A – Nome, símbolo, número atómico e massa atómica dos elementos
APÊNDICE B – Grandezas, unidades e factores de conversão
APÊNDICE C– A radiação electromagnética
APÊNDICE D– Partícula numa caixa
APÊNDICE E – Método de Hartree-Fock ou Método do Campo Autocoerente
APÊNDICE F– Efeito de Hall
APÊNDICE G– Introdução à simetria molecular
APÊNDICE H – Ciclos termodinâmicos comparados da formação de CH2e CH4
APÊNDICE I– Valores de electronegatividade segundo Pauling e Allred e Rochow
APÊNDICE J – Energias de ligação e distâncias internucleares em algumas moléculas diatómicas
APÊNDICE K – Propriedades magnéticas das substâncias
APÊNDICE L – Estados Atómicos e Símbolos de Termos
APÊNDICE M – Modelo da Sobreposição Angular (MSA)
APÊNDICE N– Fulerenos e Nanotubos
Índice de Assuntos
Índice de Compostos, Moléculas e Iões Moleculares
Índice Onomático de Cientistas Referidos
IV.4
V
V.1
V.2
V.3
Semicondutores extrínsecos
Semicondutores extrínsecos do tipo N
Semicondutores extrínsecos do tipo P
SUPERCONDUTIVIDADE
Aspectos estruturais das cerâmicas supercondutoras
Interpretação do mecanismo da supercondução
Aplicações dos supercondutores
LIGAÇÃO QUÍMICA EM COMPOSTOS
DE COORDENAÇÃO
INTRODUÇÃO
DEFINIÇÕES E CONCEITOS BÁSICOS
Regras de nomenclatura
Números de coordenação e geometrias
Número de coordenação 2
Número de coordenação 3
Número de coordenação 4
Número de coordenação 5
Número de coordenação 6
Número de coordenação 7
Número de coordenação 8
Número de coordenação 9
Isomerismo nos compostos de coordenação
i) Isómeros conformacionais
ii) Isómeros geométricos
iii) Isómeros ópticos
iv) Isómeros de ionização
v) Isómeros de coordenação
vi) Isómeros de ligação
TEORIAS DA LIGAÇÃO QUÍMICA
Teoria do Enlace de Valência
Complexos octaédricos
Complexos com número de coordenação 4
Teoria do Campo Cristalino
Interpretação das propriedades magnéticas
Interpretação dos espectros electrónicos
Efeito de Jahn-Teller
Propriedades termodinâmicas e outras propriedades relacionadas
Raios iónicos
Entalpias de hidratação
Energias reticulares

Alberto Romão Dias (1941-2007) foi Professor Catedrático do Instituto Superior Técnico (IST), licenciou-se em engenharia químico-industrial pelo IST em 1964, e doutorou-se em química (D.Phil.) pela Universidade de Oxford, no Reino Unido, em 1970.

Os seus interesses de investigação desenvolveram-se na área da química inorgânica com particular incidência na química dos compostos de coordenação e na química organometálica dos metais de transição. Os resultados desta actividade de investigação reflectem-se na co-autoria de 150 artigos publicados em revistas da especialidade, e na orientação ou co-orientação de 28 teses de doutoramento e 10 teses de mestrado.

Na actividade docente sempre manifestou grandes preocupações didácticas. O presente livro é aliás fruto da sua longa experiência como docente empenhado em, sem facilitismos, conquistar a atenção dos seus alunos.

Uma das suas principais preocupações tem sido contribuir para a promoção da Química, nas suas diferentes vertentes (ensino, investigação e aplicações), área em que teve particular oportunidade por intervir enquanto Secretário-Geral da Sociedade Portuguesa de Química (1978-88) e Presidente da mesma sociedade científica (1989-91). De entre outras actividades que desempenhou neste âmbito destacam-se as de Presidente do Departamento de Engenharia Química do IST (1984-91, 1995-99) e a de Secretário de Estado do Ensino Superior do VIII Governo Constitucional (1982-1983).

João José R. Fraústo da Silva (n. 1933) é Professor Catedrático Jubilado do IST. Licenciou-se em engenharia químico-industrial no IST em 1958, e doutorou-se em química (D.Phil.) pela Universidade de Oxford, no Reino Unido, em 1962, e no IST em 1965. Ocupou inúmeros cargos da mais elevada importância mas, neste contexto, é importante salientar os seus textos pioneiros em Portugal sobre ligação química e química de coordenação.

Maria José D. S. Calhorda (n. 1949) é Professora Catedrática da Faculdade de Ciências da Universidade de Lisboa. Licenciou-se em engenharia química no IST em 1971, e doutorou-se na mesma escola em 1980. Em 1980-81 realizou um pós-doutoramento na Universidade de Oxford e, em 1987-88, um ano sabático na Universidade de Cornell (EUA), integrada no grupo do Professor Roald Hoffmann, Prémio Nobel da química.

Luís Filipe Coelho Veiros (n. 1963) é Professor Auxiliar com Agregação do IST. Licenciou-se em engenharia química no IST em 1986, realizou o mestrado em Química dos Processos Catalíticos no IST em 1989 e doutorou-se em química na mesma escola em 1994. Em 2002 fez as provas de Agregação também no IST.

Maria Margarida S. Salema de Araújo (n. 1944) é Investigadora Principal do quadro da Universidade Técnica de Lisboa e Professora Auxiliar convidada do IST. Licenciou-se em Ciências Físico-Químicas na Faculdade de Ciências da Universidade de Lisboa em 1967 e doutorou-se em química no IST em 1984.