QUÍMICA LIGAÇÕES QUÍMICAS PROF. SAUL SANTANA.

Apresentação em tema: "QUÍMICA LIGAÇÕES QUÍMICAS PROF. SAUL SANTANA."— Transcrição da apresentação:

1 QUÍMICA LIGAÇÕES QUÍMICAS PROF. SAUL SANTANA

2 Ligação Química O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento da Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para explicar a formação de moléculas e outros compostos. A explicação de Lewis é que os átomos reagem de forma a alcançar uma configuração eletrônica mais estável (correspondendo à configuração de um gás nobre.) O que é uma ligação química? É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos entre si, dando origem a moléculas. Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são essencialmente eletrostáticas, isto é, forças entre cargas eléctricas.

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4 Tipos de Ligação Química
Ligação iônica Ligação covalente  Ligação metálica

5 TEORIA DO OCTETO Regra do Octeto = os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons, de tal forma que tenham 8 elétrons na camada de valência. Ficando com a última camada semelhante a dos gases nobres.

6 Ocorre entre: METAL e AMETAL
LIGAÇÕES QUÍMICAS CLASSIFICAÇÃO DAS LIGAÇÕES IÔNICA: : caracterizada pela transferência de elétrons. Ocorre entre: METAL e AMETAL METAL e HIDROGÊNIO

7 Representações de Lewis
Os elementos de transição têm camadas internas incompletas e não podemos (em geral) escrever a notação de Lewis para estes elementos.

8 Propriedades dos compostos iônicos:
Ex de ligação iônica: Cloreto de sódio Propriedades dos compostos iônicos: São sólidos nas condições ambiente Apresentam altos pontos de fusão e ebulição São condutores de eletricidade quando no estado liquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água. A maioria dos compostos são solúveis em água.

9 LIGAÇÃO COVALENTE: formação de pares eletrônicos
Ocorre entre: AMETAL e AMETAL AMETAL e HIDROGÊNIO HIDROGENIO E HIDROGENIO

10 Propriedades dos compostos moleculares:
São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente. Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos) São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização). A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.

11 LIGAÇÕES METÁLICAS MAR DE ELÉTRONS Formada entre átomos de elementos metálicos. Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos. Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de fusão bastante elevados. Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co

12 As funções da Química Inorgânica Prof. Saul Santana.

13 OS COMPOSTOS QUÍMICOS Orgânicos: constituídos principalmente por átomos de carbono. Inorgânicos: constituídos pelos demais átomos conhecidos.

14 As quatro principais funções da Química Inorgânica são:
Bases Sais Ácidos Óxidos

15 Ácidos É toda substância que quando adicionada à água sofre ionização, produzindo como íon positivo exclusivamente o cátion H+. Propriedades Têm sabor azedo Alteram a coloração de indicadores ácido-base Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa

16 Nomenclatura: Exemplos: HCl = ÁCIDO CLORÍDRICO H2SO4 = ÁCIDO SULFÚRICO
HNO3 = ÁCIDO NÍTRICO H2CO3 = ÁCIDO CARBÔNICO HCN = ÁCIDO CIANÍDRICO HF = ÁCIDO FLUORÍDRICO H3PO4 = ÁCIDO FOSFÓRICO

17 TABELA DE BASES IÔNICAS
Nome hidróxido de Fórmula Prata AgOH Bário Ba(OH)2 Alumínio Al(OH)3 Ferro II Fe(OH)2 Ferro III Fe(OH)3 São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem como ânion exclusivamente o íon OH ⁻. São também denominados hidróxidos.

18 EXEMPLOS NaOH = hidróxido de sódio Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio
KOH = hidróxido de potássio Mg(OH)2 = hidróxido de magnésio

19 Os sais Os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion OH- A maioria dos sais que contêm metais representativos têm cor branca (por exemplo: NaCl). Sais com elementos de transição podem apresentar outras cores, como nos exemplos ao lado. É o resultado entre as reações de ácidos e bases, chamada reação de neutralização.

20 NOMENCLATURA DE SAIS. NaCl = Cloreto de sódio KI = Iodeto de Potássio NaNO3 = Nitrato de Sódio Ca3(PO4)2 = Fosfato de Cálcio NaHCO3 = Bicarbonato de Sódio CuSO4 = Sulfato de cobre.

21 Fórmula Molecular do óxido
Óxidos São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro qualquer outro elemento químico (exceto o flúor). Fórmula Molecular do óxido Nome CO Monóxido de carbono CO2 Dióxido de carbono SO2 Dióxido de ENXOFRE P2O5 Pentóxido de Difósforo

22 Reações Químicas Prof. SAUL SANTANA.

23 1 – Conceito: É um processo pelo qual certas substâncias são transformadas em outras, em conseqüência de rearranjo de seus átomos. Obs.: Evidência de ocorrência de reações químicas - mudança de cor; - liberação de gases (efervescência); - formação de um sólido (precipitado); - aparecimento de uma chama ou luminosidade.

24 2 – Equação Química: É a representação gráfica de uma reação química.
Numa equação química temos: coeficientes, os números que precedem as fórmulas e que indicam a proporção entre as substâncias que participam da reação; e índices, os números que sucedem os símbolos dos elementos e indicam o número de átomos presentes nas substâncias.

25 EXEMPLOS: Ex.: H O2  H2O Reagentes  Produtos

26 4 – Tipos de Reações:

27 4.3 – Quanto à reversibilidade:
 Reversível: ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ex.: CaO CO2  CaCO3  Irreversível: ocorre nem único sentido. Ex.: NaCl AgNO3  AgCl NaNO3 BaCl2 + Na2SO4  Ba2SO NaCl

28 5 – Classificação das Reações Químicas:

29 5.1 – Síntese (ou adição): Reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma única substância composta. Ex.: 2 CO O2  2 CO2 2 H O2  2 H2O 2 C H2 + ½ O2  C2H6O

30 5.2 – Análise (ou decomposição):
Reação em que uma única substância composta se desdobra em outras substâncias (simples ou compostas). Ex.: 2 HCl  H Cl (pirólise) 2H2O2  2 H O2 (fotólise) 2 H2O  2 H O2 (eletrólise)

31 5.3 deslocamento (ou substituição):
Reação em que uma substância simples reage com uma composta produzindo uma composta e outra simples. Ex.: Cl NaI  NaCl + I2 Fe CuSO4  FeSO Cu

32 5.4 Dupla Troca (ou dupla troca):
Reação em que duas substâncias compostas produzem duas novas substâncias compostas. Ex.: HCl + NaOH  NaCl + H2O NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3

33 5.5 Combustão: É a reação em que substâncias (combustíveis) e o oxigênio reagem liberando luz, calor e outras substâncias. Ex.: C2H6O + 3O2  2CO H2O (completa) C2H6O + 2O2  2CO + 3 H2O (incompleta)

34 6 – Leis das combinações químicas

35 6.1 lei da conservação das massas
Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação química, em sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”. 2 H O2  2 H2O 4 g g g

36 6.2 Lei das proporções constantes
Enunciada por Proust, diz que “ uma substância, independentemente do método de obtenção, apresenta os seus elementos combinados em uma proporção, em massa, constante e definida. 2 H O2  2 H2O 2g g g 4g g g

37 Grandezas Químicas

38 2 – Massa Atômica (MA): É um número que indica quantas vezes a massa de um átomo de determinado elemento químico é maior que um doze avos da massa de um átomo do isótopo 12 do carbono.

39 3 – Massa Molecular (M): É a soma das massas atômicas de todos os átomos que fazem parte de uma molécula de determinada substância. Ex.: H2O  M = 2.1u u = 18u C12H22O11  M = 12.12u u u = 342u Al2(SO4)3  M = 2.27u u u = 342u Obs.2: As massas atômicas ou moleculares de todos os elementos, quando “expressas em gramas”, contêm sempre o mesmo número de átomos ou moléculas.

40 6 – Massa Molar (M1): É a massa, em gramas, de qualquer amostra de substância, cuja quantidade de matéria seja igual a 1 mol. Obs.: A massa de qualquer substância é sempre o valor numérico da massa atômica ou molecular seguido da unidade g/mol. Ex.:Elemento Massa Atômica Massa Molecular Fe u g/mol H2O u g/mol NaCl ,5u ,5g/mol