Teoria da Ligação Química

Objectivos

No final desta unidade curricular os alunos devem ter adquirido conhecimentos e competências que lhe permitam:

Aplicar, de modo elementar, os conceitos gerais da mecânica quântica.

Prever propriedades  atómicas e moleculares.

Prever as estruturas de Lewis e as geometrias moleculares mais prováveis para uma determinada fórmula molecular.

Prever a distribuição electrónica e a geometria molecular usando as teorias de enlace de valência e de orbitais moleculares.

Com base nas teorias de enlace de valência e de orbitais moleculares, prever propriedades moleculares (distância e ordem de ligação, diamagnetismo e paramagnetismo, acidez e basicidade, nucleofilicidade e electrofilicidade, energia de ionização e afinidade electrónica, propriedades isolantes ou condutoras de eletricidade, etc.).

Utilizar a teoria de orbitais de fronteira para prever e racionalizar a reatividade química em moléculas simples.

 

 

 

Caracterização geral

Código

3683

Créditos

6.0

Professor responsável

António Gil de Oliveira Santos

Horas

Semanais - 4

Totais - 57

Idioma de ensino

Português

Pré-requisitos

Não há requisitos.

Bibliografia

R. L. Deckock, H. B. Gray, Chemical Structure and Bonding,  University Science Books, Sausalito, California,1989

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Método de ensino

O programa de Teoria da Ligação Química é transmitido em Português ao longo de 39 horas de aulas teórico-práticas (3 horas semanais), acompanhadas de 18 horas práticas (1.5 horas por semana) dedicadas à resolução de problemas tipo e dúvidas dos alunos.

 

 

 

 

Método de avaliação

Avaliação global da Unidade Curricular:

Ao longo do semestre os alunos realizarão 2 (dois) testes parciais obrigatórios. A classificação final (nota global) será a média das notas dos testes parciais, com a soma ou subtração da correção de nota devido a faltas às aulas TP e P (ver abaixo, Frequência). Só poderão ser aprovados à Unidade Curricular, os alunos que obtenham pelo menos 9.50 valores na nota global.

Frequência:

As faltas às aulas TP e P serão diretamente repercutidas na nota global, de acordo com a tabela apresentada no documento "Faltas_Regras.pdf", disponível em "Documentação de Apoio/Outros". Este sistema aplica-se a todos os alunos, independentemente do número de inscrições na UC. Os alunos que tenham uma penalização por faltas superior a 10.5 valores (soma da penalização nas aulas TP com a penalização nas aulas P), não terão frequência à UC.

Exame de Recurso:

Os alunos que não tenham obtido nota global igual ou superior a 9.50 valores durante a avaliação contínua, terão acesso a uma única época de exame - Recurso. O exame de recurso incide sobre toda a matéria. A nota global será obtida pela soma da correção de nota devido a faltas às aulas TP e P (ver acima, Frequência) com a nota obtida no exame de recurso. Só serão aprovados os alunos que obtenham pelo menos 9.50 valores na nota global

Materiais e equipamentos a utilizar durante os momentos de avaliação

Nos testes e nos exames são permitidos cartões de identificação, esferográficas, lápis e apagadores. São ainda permitidas calculadoras científicas.

Conteúdo

Programa resumido

Estrutura atómica: Revisão histórica. Modelo de Bohr aplicado ao átomo de hidrogénio. Comportamento ondulatório. Princípio de incerteza de Heisenberg. A equação de  Schrödinger. Valores próprios e funções próprias. Normalização da função de onda. Partícula numa caixa unidimensional.  Números quânticos e dimensionalidade da caixa. Orbitais atómicas e níveis de energia. Função de distribuição radial. Momentos angulares. Átomos polieletrónicos. Propriedades periódicas.

Moléculas. Estruturas de Lewis. Geometria molecular. Estrutura molecular: Ligação iónica e energia da rede cristalina. Ligação covalente. Teoria de enlace de valência. Combinação linear de orbitais atómicas, Teoria das Orbitais Moleculares. Diagramas de energia de orbitais moleculares de moléculas diatómicas e poliatómicas. A reatividade química segundo a teoria de orbitais fronteira. Ácidos e bases de Lewis. Formação de adutos. Nucleófilos e electrófilos.

Programa detalhado

Revisão histórica dos modelos atómicos de Thompson, "plum pudding", Rutherford e planetario. 
Evidências experimentais: espectros atómicos e efeito fotoelétrico. Relação de Planck. Introdução ao modelo de Bohr. Postulados. Relação de De Broglie. Princípio de Incerteza de Heisenberg. Fenómeno de interferência de electrões como evidência experimental de carácter dual. Equação geral das ondas da mecânica clássica. Dedução da equação de Schrodinger a 1 dimensão.  Modelo da partícula numa caixa. Números quânticos e dimensionalidade da caixa. 
Introdução aos números quânticos e configuração electrónica. Hierarquia de energia das orbitais atómicas no átomo de hidrogénio e em átomos polieletrónicos. Efeito de penetrabilidade das orbitais atómicas. Carga nuclear efetiva. Introdução às propriedades periódicas: Raio atómico, raio iónico, energia de ionização, afinidade electrónica e electronegatividade. Escalas de Mulliken e de Pauling para a electronegatividade. Estruturas de Lewis. Híbridos de ressonância. Definição de momento dipolar. Geometria molecular segundo o modelo de repulsão dos pares electrónicos da camada de valencia. 
Teoria de Enlace de valência. Noção de orbital híbrida. Exemplos de moléculas com pares não ligantes e com ligações múltiplas. Teoria de orbitais moleculares. Definição de operador Hamiltoniano. Determinação dos coeficientes de participação das OAs na OMs para a molécula de hidrogénio. Definição dos integrais de sobreposição (S), permuta (beta) e Coulomb (alfa). Condição de normalização da orbital molecular. Aproximação de Huckel. Construção de diagramas de orbitais moleculares. Teoria de orbiatis moleculares aplicada a moléculas heteroatómicas e poliatómicas.  Diagramas de Walsh. Teoria de orbitais de fronteira. Ácidos e bases de Lewis. Adutos de Lewis (ex. NH3.BF3). Reactividade.  Reacções concertadas.