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ÁGUAAMÔNIA. Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA Os elétrons mais externos do átomo são os.

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1 ÁGUAAMÔNIA

2 Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química

3 Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada NaClCl + – HH O SÓDIO PERDEU ELÉTRON O CLORO GANHOU ELÉTRON OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS

4 Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em sua última camada Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como TEORIA DO OCTETO

5 Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é estável e é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A (representativos) da tabela periódica H (Z = 1) He (Z = 2) F (Z = 9) Ne (Z = 10) Na (Z = 11) 1s 1 2s 3s 2p 2 1 INSTÁVEL 5 1s 22 2s2p 6 1s 22 2s2p 6 1s 22 ESTÁVEL INSTÁVEL ESTÁVEL INSTÁVEL

6 Na maioria das vezes, os átomos que: Perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A Recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A

7 01) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga: a) + 1 e – 1. b) – 1 e + 2. c) + 2 e – 1. d) – 2 e – 2. e) + 1 e – 2. ALCALINOS TERROSOS HALOGÊNIOS FAMÍLIA 2A FAMÍLIA 7A PERDE 2 ELÉTRONS GANHA 1 ELÉTRONS + 2 – 1

8 02) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável formado a partir deste átomo será: a) – 2. b) – 1. c) + 1. d) + 2. e) s 2 2s 2p 6 1s 22 3p 1 ÚLTIMA CAMADA 3 ELÉTRONS PERDE 3 ELÉTRONS + 3 X (Z = 13)

9 LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE Esta ligação ocorre devido à ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA entre íons de cargas opostas Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade, isto é, um é METAL e o outro AMETAL

10 LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17) Na (Z = 11) 3s 1 2s2p 6 1s 22 PERDE 1 ELÉTRON Cl (Z = 17) 3s 2 2s2p 6 1s 22 RECEBE 1 ELÉTRON 3p 5 NaClCl + – ClCl + – CLORETO DE SÓDIO

11 UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral C A x y

12 01) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de um composto, formado por esses elementos é: a) X 2 Y 3. b) X 6 Y. c) X 3 Y. d) X 6 Y 3. e) XY. X Y perde 3 elétrons ganha 2 elétrons X Y 3+ 2 – X Y 2 3

13 02) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula: a) XY. b) XY 2. c) X 3 Y. d) XY 3. e) X 2 Y. X (Z = 20) 4s 2 2s2p 6 1s 22 Y (Z = 9) 3s 2 2s 2p 5 1s 22 3p 6 X Y perde 2 elétrons ganha 1 elétron X Y – 12 YX

14 A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes Os átomos que participam da ligação covalente são AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO Os pares de elétrons compartilhados são contados para os dois átomos ligantes

15 É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação do par

16 Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO (H) para formar a molécula da substância SIMPLES HIDROGÊNIO (H 2 ) HH HH FÓRMULA ELETRÔNICA 2 HH FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA FÓRMULA MOLECULAR H (Z = 1)1s 1

17 Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) para formar a molécula da substância SIMPLES NITROGÊNIO (N 2 ) N (Z = 7) 2s2p 3 1s 22 N N N N FÓRMULA ELETRÔNICA N N N FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA 2 FÓRMULA MOLECULAR

18 Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H 2 O) H (Z = 1)1s 1 O (Z = 8) 2s2p 4 1s 22 O H H O H H FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H 2 O FÓRMULA MOLECULAR

19 01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se formando a substância: Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17) a) NCl e molecular. b) NCl 2 e iônica. c) NCl 2 e molecular. d) NCl 3 e iônica. e) NCl 3 e molecular. como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente) Cl (Z = 17) 2s2p 6 1s 22 3s 2 3p 5 N (Z = 7) 2s 2p 3 1s 2 2 N ClCl ClCl ClCl N ClCl 3

20 Se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do par, a ligação será COVALENTE DATIVA ou COORDENADA A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do átomo que cede os elétrons chegando no átomo que recebe estes elétrons, através do compartilhamento

21 Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de enxofre (SO 2 ), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na camada de valência S O O S O O FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA SO 2 FÓRMULA MOLECULAR

22 DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do OCTETO Átomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons na camada de valência HBeH O berílio ficou estável com 4 elétrons na camada de valência HBeH

23 B F F F O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência B F F F

24 Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência S F F F F F F S F F F F F F O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência

25 P ClCl ClCl ClCl ClCl ClCl P ClCl ClCl ClCl ClCl ClCl O fósforo ficou estável com 10 elétrons na camada de valência

26 Átomo que fica estável com número impar de elétrons na camada de valência ONOONO O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons na camada de valência.

27 Compostos dos gases nobres FXeF F F F F Recentemente foram produzidos vários compostos com os gases nobres Estes compostos só ocorrem com gases nobres de átomos grandes, que comportam a camada expandida de valência

28 01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto? a) BeCl 2, BF 3, H 3 BO 3, PCl 5. b) CO, NH 3, HClO, H 2 SO 3. c) CO 2, NH 4 OH, HClO 2, H 2 SO 4. d) HClO 3, HNO 3, H 2 CO 3, SO 2. e) HCl, HNO 3, HCN, SO 3.

29 02) (PUC-RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra: BH 3 CH 4 H2OH2OHClXeF 6 IIIIIIIVV a) I, II e III. b) II, II e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V.

30 A forma geométrica de uma molécula pode ser obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos as REGRAS DE HELFERICH, que podem ser resumidas da seguinte forma:

31 OCO O H H Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES Se o átomo central A não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR Se o átomo central A possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR

32 B F F F N ClCl ClCl ClCl Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL Se o átomo central A não possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será TRIGONAL PLANA Se o átomo central A possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

33 C ClCl ClCl ClCl ClCl Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA

34 moléculas do PCl 5 Estas moléculas terão uma geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL

35 moléculas do SF 6 Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA

36 01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas: I : BeH 2 - linear. II : CH 4 - tetraédrica. III : H 2 O - linear. IV : BF 3 - piramidal. V : NH 3 - trigonal plana. Pode-se afirmar que estão corretas: a) apenas I e II. b) apenas II, IV e V. c) apenas II, III e IV. d) apenas I, III e V. e) todas. V F F V F

37 02) As moléculas do CH 4 e NH 3 apresentam, as seguintes respectivamente, as seguintes geometrias: a) quadrada plana e tetraédrica. b) pirâmide trigonal e angular. c) quadrada plana e triangular plana. d) pirâmide tetragonal e quadrada plana. e) tetraédrica e pirâmide triangular. Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA CH 4 N H H H Se o átomo central A possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

38 ClCl H CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO

39 H H Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE

40 A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( ) j u Se ele for NULO, a molécula será APOLAR; caso contrário, POLAR.

41 COO A resultante das forças é nula (forças de mesma intensidade, mesma direção e sentidos opostos) A molécula do CO 2 é APOLAR

42 O HH A resultante das forças é diferente de ZERO A molécula da água é POLAR

43 01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares: a) NaCl e CCl 4. b) HCl e N 2. c) H 2 O e O 2. d) CH 4 e Cl 2. e) CO 2 e HF. CH 4 e CCl 4 têm geometria TETRAÉDRICA com todos os ligantes do carbono iguais, portanto, são APOLARES CH 4, CCl 4, CO 2 tem geometria LINEAR com todos os ligantes do carbono iguais, portanto, é APOLAR CO 2, N 2, O 2 e Cl 2 são substâncias SIMPLES, portanto, são APOLARES N2,N2,O2,O2,Cl 2.

44 02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente de zero (molecular polar) é: a) CS 2. b) CBr 4. c) BCl 3. d) BeH 2. e) NH 3. NH 3 tem geometria piramidal, portanto, é POLAR

45 03) (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes abaixo: I) CH 4 II) CS 2 II) HBr IV) N 2 Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? CH 4 Molécula tetraédrica que são APOLARES moléculas LINEARES com ligantes iguais são APOLARES S C S BrH moléculas DIATÔMICAS com ligantes diferentes são POLARES NN moléculas DIATÔMICAS com ligantes iguais são APOLARES

46 São as ligações que resultam da interação ENTRE MOLÉCULAS, isto é, mantêm unidas moléculas de uma substância As ligações INTERMOLECULARES podem ser em: Dipolo permanente – dipolo permanente Dipolo induzido – dipolo induzido ou forças de dispersão de London Ponte de hidrogênio

47 Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha

48 Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS

49 Neste caso as extremidades de pólos opostos se atraem

50 Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido

51 O H O H O H H O H H O H H H H O H H

52 As pontes de hidrogênio são mais intensas que as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que as interações dipolo – dipolo induzido

53 01) Compostos de HF, NH 3 e H 2 O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores quando comparados com H 2 S e HCl, por exemplo, devido às: a) forças de Van Der Waals. b) forças de London. c) pontes de hidrogênio. d) interações eletrostáticas. e) ligações iônicas.

54 02) (UCDB-DF) O CO 2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 100°C. Nas três mudanças de estados físicos, respectivamente, são rompidas: a) ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações iônicas. c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e interações de Van der Waals.

55 03) Considere o texto abaixo. Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por no gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura do que a do gelo seco. I II III Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por: a) Forças de London, pontes de hidrogênio e menor. b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der Waals e maior. c) Forças de Van der Waals, pontes de hidrogênio e maior. d) Forças de Van der Waals, forças de London e menor. e) Pontes de hidrogênio, pontes de hidrogênio e maior. PONTES DE HIDROGÊNIO FORÇAS DE VAN DER WAALS MAIOR


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