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LIGAÇÕES QUÍMICAS Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons.

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2 LIGAÇÕES QUÍMICAS

3 Regra do Octeto: 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.

4 Exemplo: 11 Na - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (K=2 – L=8 – M=1) o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. 11 Na + - 1s 2 2s 2 2p 6 (K=2 – L=8) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s 2 ).

5 Ligação Iônica ou Eletrovalente: Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion) Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion) Ocorre normalmente entre: Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO.

6 Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): 11 Na – 1 (tende a ceder um elétron) 17 Cl – 7 (tende a receber um elétron)

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8 Estrutura cristalina do NaCl sólido

9 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)

10 Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico: FamíliaCarga dos íon 1A+1 2A+2 3A+3 5A- 3 6A- 2 7A / H- 1

11 Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O). Al (3A) : 2 – / O (6A) : 2 – Fórmula iônica: Al 2 O 3

12 Características dos Compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambiente; São sólidos nas condições ambiente; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres. Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.

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14 Ligação Covalente ou Molecular Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. Ocorre normalmente entre: Ocorre normalmente entre: AMETAL e AMETAL ou AMETAL e HIDROGÊNIO

15 Exemplos: 1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 17 Cl : (tende a receber 1e - ) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular Cl 2

16 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 6 C : ( tende a receber 4e - ) 8 O : (tende a receber 2e - ) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular CO 2

17 Propriedades dos compostos moleculares Principais características dos compostos moleculares: Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso; possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos; (comparados aos iônicos) Somente os ácidos ionizados conduzem a corrente elétrica.

18 Ligação Covalente Dativa ou Coordenada: Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser emprestado para outro átomo ou íon.

19 Exemplo: SO 2 (dióxido de enxofre) Fórmula EletrônicaFórmula Estrutural

20 Determinação do Caráter de uma Ligação Determinação do Caráter de uma Ligação Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade ( E): Ligação Iônica E 1,7 Ligação Covalente E < 1,7 Exemplos: HCl E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente NaCl E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

21 Polaridade de Ligações 1.Ligação Covalente Apolar: Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: H 2 H

22 Ligação Covalente Polar: 2. Ligação Covalente Polar: Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades. Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa ( -) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva ( +). Exemplo: HCl H Cl + -

23 Vetor Momento Dipolar ( ) : A polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou momento dipolo ( ), que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo positivo para o polo negativo). Exemplo:

24 Ligação Metálica: Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal). Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.

25 Esquema da Ligação Metálica

26 Geometria Molecular : Tipo de Molécula Geometria X 2 e XY linear (toda molécula biatômica é linear) XY 2 linear se X é da família 6A: angular XY 3 trigona l plan a se X é da família 5A: piramidal XY 4 tetraédrica

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32 Polaridade de Moléculas: MOLÉCULA APOLAR R = 0 Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante ( R ) é igual a zero. Ex: CO 2 O = C = O O C O r = Zero

33 MOLÉCULA POLAR R 0 Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante ( R) é diferente de zero. Ex: H 2 O O H O r Zero (polar) H

34 Princípio Geral da Solubilidade: (semelhante dissolve semelhante) Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H 2 O + NH 3 ) e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH 4 + I 2 ).

35 Forças Intermoleculares: I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido (Forças de Van Der Waals ou Forças de London): São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. Exemplos: I 2 (s), C 6 H 6 (l), Ar(s)

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37 II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente: São interações que ocorrem entre moléculas polares. Exemplo: molécula do HCl

38 III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

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42 Intensidades das Forças Intermoleculares: Ponte de Hidrogênio > Dipolo - Dipolo Permanente > Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido

43 Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição: Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias: O tamanho das moléculas : Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE. A intensidade das forças intermoleculares : Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE.

44 O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):


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