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Ligações Químicas Profº Diego C. Abreu Na natureza, as substâncias buscam um estado energético mais estável, ou seja, de menor energia.

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2 Ligações Químicas Profº Diego C. Abreu

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4 Na natureza, as substâncias buscam um estado energético mais estável, ou seja, de menor energia

5 Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.

6 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.

7 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.

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9 Um símbolo de Lewis é um símbolo no qual os elétrons da camada de valência de um átomo ou de um íon simples são representados por pontos colocados ao redor do símbolo do elemento. Cada ponto representa um elétron. 17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl C.V.= 7e 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 17 Cl - Repare nos exemplos acima que o cloro possui sete elétrons de valência, enquanto que o íon cloreto, oito. C.V.= 8e

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11 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

12 Ligação Iônica Configuração dos Átomos: NaCl

13 Ligação Iônica Transferência do elétron: NaCl

14 Ligação Iônica Formação dos íons: Na + Cl -

15 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na + Cl -

16 Estrutura cristalina do NaCl sólido

17 Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) 20 Ca - ( tende a ceder 2 elétrons) 17 Cl – (tende a receber um elétron)

18 FamíliaCarga dos íon 1A+1 2A+2 3A+3 5A- 3 6A- 2 7A / H- 1 Quem perde e quem recebe elétrons? PERDE ELÉTRONS METAIS GANHA ELÉTRONS AMETAIS

19 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

20 Mais 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

21  São sólidos nas condições ambiente;  Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;  Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.

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23  Definição: A ligação covalente comum baseia-se no compartilhamento de um ou mais pares de elétrons, onde cada átomo envolvido na ligação contribui com 1 elétron para a formação do par eletrônico Exemplo: formação do cloro – Cl 2. Cl ( Z = 17)  1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 Cl Ligação Covalente Possui 7 elétrons na camada de valência

24 Configuração dos Átomos: Ligação covalente

25 Atração Quântica: Ligação Covalente

26 Representação da ligação covalente OO O 2 O = O Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula MolecularFórmula Estrutural

27 Exercício As ligações abaixo estão representadas em sua fórmula molecular, faça a representação de Lewis e a representação estrutural: a)F 2 b) O 2 c) N 2 d) CO 2 e) HCl


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