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LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Menos estáveis Mais.

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2 LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Menos estáveis Mais estáveis Átomos isolados Átomos ligados Energia

3 Definições Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade. Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons. Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.

4 Regra do Octeto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns 2 np 6 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.

5 Regra do Dueto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. Configuração Geral: ns 2 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.

6 TIPOS DE LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE COVALENTE ou MOLECULAR: - Simples - Dativa INTERMOLECULAR METÁLICA

7 LIGAÇÃO IÔNICA Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl. Na (Z = 11) 1s 2 ) 2s 2, 2p 6 ) 3s 1 Cl ( Z = 17) 1s 2 ) 2s 2, 2p 6 ) 3s 2, 3p 5 Na + Cl - Na Cl

8 Ligação Iônica Configuração dos Átomos: NaCl

9 Ligação Iônica Transferência do elétron: NaCl

10 Ligação Iônica Formação dos íons: Na + Cl -

11 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na + Cl -

12 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na + Cl -

13 Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

14 Fórmula dos Compostos Iônicos [ A ] +X Y [ B ] -Y X Cargas = + xy – xy = zero Exemplos: Ca +2 + Br -1 CaBr 2 AL +3 + S -2 Al 2 S 3

15 Ligações dos Grupos - A GrupoCargaGrupoCarga 1A+ 15A- 3 2A+ 26A- 2 3A+ 37A- 1 Exemplos: a)K + Cl - KCl b)Ca +2 I -1 CaI 2 c) Al +3 S -2 Al 2 S 3 d) Fe +3 O -2 Fe 2 O 3

16 Características dos Compostos Iônicos Sólidos a temperatura ambiente. Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados. Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa. Melhor solvente é a água.

17 Participantes dos Compostos Iônicos Metal com: - Hidrogênio - Semimetal - Ametal - Radical salino (SO 4 -2 ) Radical Catiônico (NH 4 + ) com os ânions listados para os metais.

18 Exercícios de fixação: Página Para que haja uma ligação iônica é necessário que: a) O potencial de ionizção dos átomos participantes tenha valores próximos. b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores próximos. c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes. d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas. 2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula: a) XY b) X 2 Y c) X 3 Y 2 d) X 2 Y 3 e) X 3 Y 4

19 Exercícios de fixação: 3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio, apresentam as propriedades: a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão. b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. c) Sólidos, maus condutorers de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão. e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão.

20 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade. Tipos de Ligações Covalentes: - Covalente Simples. - Covalente Dativa.

21 Ligação Covalente Simples ou Normal Definição: o par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante. Exemplo: formação do cloro – Cl 2. Cl ( Z = 17) 1s 2 ) 2s 2, 2p 6 ) 3s 2, 3p 5 Cl Cl 2 ou Cl - Cl Fórmula de Lewis Molecular Estrutural

22 Ligação Covalente Simples ou Normal Configuração dos Átomos:

23 Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica:

24 Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica:

25 Ligação Covalente Simples ou Normal Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular: Cl

26 Exemplos de Ligações Covalentes Simples O 2 ou O = O OO N 2 ou N N NN OHH H 2 O ou H - O - H ClH HCl ou H - CL

27 Ligação Covalente Dativa ou Coordenada Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes simples possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO 2. OS O + OS O S = O + O S = O O

28 NÚMERO DE VALÊNCIA Definição: número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar. Valências dos grupos A

29 Moléculas do Tipo H x EO y Ácidos Oxigenados Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio. Exemplo: ácido sulfúrico - H 2 SO 4 O O S O O H H H - O - S - O - H O O

30 LIGAÇÕES SÍGMA ( ) E PI ( ) Ligações : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo. Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p. Obs. As ligações só ocorrem após a ligação, que é única entre dois átomos.

31 HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS Definição: artifício utilizado por alguns elementos para formarem um maior número de ligações covalentes simples. Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de Hibridização.

32 Exemplos de Hibridização O átomo híbrido não completa o seu octeto. FB F F F - B - F F BeF 2 FBeF F - Be - F BF 3

33 Hibridização do Carbono

34 Características dos Compostos Moleculares Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente. Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos. Bons isolantes: térmico e elétrico.

35 Participantes dos Compostos Moleculares Ametal, Semimetal e Hidrogênio: - Ametal - Semimetal - Hidrogênio

36 Exercícios de fixação: Página 58 1.Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos apenas ligações covalentes: I- NaCl II- CCl 4 III- SO 2 IV- KCl V- Na 2 SO 4 a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV 2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período, pode ser representado por: a) – Cl b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl – 3. (UCSal) Uma certa molécula linear é formado por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula: a) 4 ligações d) 3 ligações e 1 ligação b) 4 ligações e) 2 ligações e 2 ligações c) 1 ligação e 3 ligações

37 Exercícios de fixação: 4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? F | P | | | a) P F b) P – F P c) F – F P d) F – P – F e) P – F – P 5. Nas moléculas: O = C = O e H – C N As hibridizações apresentadas pelos átomos de carbono são, respectivamente: a) sp e sp 2 b) sp e sp 3 c) sp e sp d) sp 3 e sp 3 e) sp 3 e sp 3

38 GEOMETRIA MOLECULAR DEPENDE: Disposição espacial dos núcleos dos átomos. Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos. Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.

39 Nuvens Eletrônicas Quando se tratar de moléculas com três ou mais átomos, considera-se uma nuvem eletrônica para os casos: Ligação covalente simples Ligação covalente dupla Ligação covalente tripla Par de elétrons não ligante

40 Formas Geométricas ÁTOMOS HIBRIDIZADOS: 1)sp linear (ex: BeH 2, CO 2, etc.) 2)sp 2 trigonal (ex: BF 3,, BH 3, etc.) 3)sp 3 tetraédrica (ex:CH 4, SiH 4, etc.) ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS: 1)2 átomos linear (ex: H 2, HCl, etc.) 2)3 átomos angular (ex: H 2 O, SO 2, etc.) 3)4 átomos piramidal (ex: PH 3, NH 3, etc.)

41 Exercícios de fixação: Página 59 Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo: SCl 2 BF 3 HCl O 3 PH 3 CO 2 P 4 SiH 4

42 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Definição: acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação – pólos. Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação. + _

43 Polaridade das Ligações Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Classificação: - Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma. - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma. Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização.

44 Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar: Ligação covalente polar: H 2 HCl H H Cl + -

45 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. Momentum dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo. Ex: H Cl Momentum dipolar resultante ( r ) : vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.

46 Polaridade das Moléculas Molécula apolar: momentum dipolar ( r ) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO 2. O = C = O O C O r = Zero Molécula polar: momentum dipolar ( r ) zero. Ex: molécula da água – H 2 O. O H O r Zero (polar) H

47 Exercícios de fixação: Página Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl 2 e Cl 2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar. 2. Dadas as moléculas O 2, PCl 3, BeH 2, C 5 H 10 e CHCl 3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S 8 ) é: a) H 2 O (água) d) CS 2 (dissulfeto de carbono) b) C 2 H 5 OH (álcool etílico) e) C 3 H 8 O 3 (glicerina) c) HCCl 3 (clorofórmio)

48 LIGAÇÕES INTERMOLECULARES DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido. Tipos de ligações intermoleculares: 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares. 2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N. 3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares.

49 Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE Dois fatores influem nos PF e PE: 1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância. Ordem crescente da intensidade de interação: Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.

50 Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE Exemplos: PE Tamanho da molécula H2OH2O H2SH2S H 2 Se H 2 Te PE Tamanho da molécula CH 4 SeH 4 GeH 4 SnH 4

51 LIGAÇÃO METÁLICA Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência. Retículo Cristalino

52 Características dos Metais Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido). Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al. Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL. PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C. Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al. Maleabilidade e ductibilidade.

53 Ligas Metálicas Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos: - Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd) - Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu) - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu) - Bronze ( Cu e Sn) - Latão (Cu e Zn)

54 Exercícios de fixação: Página 62 1.Considere as seguintes substâncias químicas: H 2, CH 4, HCl, H 2 S e H 2 O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H 2 b) CH 4 c) HCl d) H 2 S e) H 2 O CH 3 OH H H H H H H H H O OC C CH 3 H H O O CH 3 OH CH 3 OH CH 3 CH + 3 CH 3 OH CH + 3 OH- 2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH 3 OH) é: a) b) c) d) e)

55 Exercícios de fixação: 3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é: a) CCl 4 b) SiCl 4 c) GeCl 4 d) SnCl 4 e) PbCl 4


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