LIGAÇÕES QUÍMICAS.

Apresentação em tema: "LIGAÇÕES QUÍMICAS."— Transcrição da apresentação:

1 LIGAÇÕES QUÍMICAS

2 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.

3 Exemplo: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s (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. 11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).

4 Ligação Iônica ou Eletrovalente:
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) Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO.

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

6

7 Estrutura cristalina do NaCl sólido
                                                 

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

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

10 Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2 – / O (6A) : 2 – 8 - 6 Fórmula iônica: Al2O3

11 Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
Características dos Compostos Iônicos: 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.

12                                                                                                      

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

14 Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana
Exemplos: 1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 17Cl : (tende a receber 1e-) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular Cl2

15 Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana
2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 6C : ( tende a receber 4e-) 8O : (tende a receber 2e-) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular CO2

16 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 .

17 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.

18 Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural

19 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, Ligação Covalente NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2, Ligação Iônica

20 Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade.
Polaridade de Ligações Ligação Covalente Apolar: Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: H2 H H

21 H Cl 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  -

22 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:

23 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.

24 Esquema da Ligação Metálica

25 (toda molécula biatômica é linear)
Geometria Molecular: Tipo de Molécula Geometria X2 e XY linear (toda molécula biatômica é linear) XY2 se X é da família 6A: angular XY3 trigonal plana se X é da família 5A: piramidal XY4 tetraédrica

26

27

28

29

30

31 Polaridade de Moléculas:
MOLÉCULA APOLAR  R = 0 Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (R ) é igual a zero. Ex: CO2   O = C = O  O  C  O  r = Zero

32 O  O  r  Zero (polar) H H MOLÉCULA POLAR  R  0
Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (R) é diferente de zero. Ex: H2O O H H  O  r  Zero (polar)

33 Princípio Geral da Solubilidade:
(“semelhante dissolve semelhante”) Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3) e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2).

34 Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)
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: I2(s), C6H6(l), Ar(s)

35

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

37 III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

38

39

40

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

42 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.

43 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):