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Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Existem três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.

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2 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Existem três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.

3 Notação de Lewis: para o entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons de valência de um átomo, representam-se os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.

4 Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência; Todos os gases nobres, com exceção do He, satisfazem à regra do octeto, ou seja têm uma configuração s 2 p 6 ; Existem exceções a esta regra, como o alumínio que se estabiliza com 6 elétrons na camada de valência;

5 Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários; Transferência de elétrons de um metal para um não- metal ou hidrogênio; Considere como exemplo a ligação entre sódio metálico e cloro gasoso: Na(s) + ½Cl 2 (g)  NaCl(s)  Hº f = – 410,9 kJ

6 Figura 1 - Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Cada um dos íons de Na + é envolto por seis íons Cl   e cada um dos íons de Cl   é envolto por seis íons Na + 

7 A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de cargas opostas; A energia necessária para a estabilização desses íons em um sólido iônico é a energia de rede; Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. k é uma constante (8,99 x 10 9 J m/C 2 ), Q 1 e Q 2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros.

8 Átomos adquirem uma configuração eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos; Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação covalente; A molécula de hidrogênio, H 2, fornece o exemplo mais simples possível;

9 Figura 2 – Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio

10 Estruturas de Lewis: as ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos, onde cada par de elétrons compartilhado é representado por um traço: Ligações múltiplas: é possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos: → Um par = ligação simples ( ); → Dois pares = ligação dupla ( ); → Três pares = ligação tripla ( );

11 O conceito de polaridades de ligação descreve o compartilhamento de elétrons entre os átomos; Ligação covalente polar: um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro; Ligação covalente apolar: os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos;

12 Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa molécula. Em geral, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período e diminui ao descermos em um grupo. Linus Pauling desenvolveu uma escala de eletronegatividades, que vai de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

13 Figura 3 – Eletronegatividades dos elementos

14 A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação entre eles. Em geral, diferenças próximas a: 0 resultam em ligações covalentes apolares (F 2 ); 2 resultam em ligações covalentes polares (HF); 3 resultam em ligações iônicas (LiF); Quanto maior a diferença eletronegativa entre os átomos, mais polares serão suas ligações;

15 Quando duas cargas de mesma magnitude mas de sinais contrários são separados por uma distância (r), estabelece-se um dipolo; Momento de dipolo (µ) : medida quantitativa da magnitude de um dipolo: µ = Q.r Geralmente expresso em Debye (D), que é o igual a 3,34  coloumb  metro (Cm)

16 Estrutura de Lewis para o tricloreto de fósforo, PCl 3 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos: P = 5 elétrons de valência; Cl = 7 elétrons de valência; 5 + (3 x 7) = 26

17 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos; 2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples: Cl P Cl Cl

18 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos; 2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples; 3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central: Cl P Cl Cl

19 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos; 2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples; 3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central; 4. Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central (ou tente ligações múltiplas): Cl P Cl

20 Carga formal: carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade; CF = (nº de elétrons de valência do átomo) – (n º elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis); Cargas formais não representam cargas reais nos átomos; Usada para determinar qual estrutura de Lewis é mais estável;

21 Existem três classes de exceções à regra do octeto envolvendo ligações covalentes: moléculas com número ímpar de elétrons (NO); moléculas nas quais um átomo tem menos do que um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons (BF 3 ); moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto (PCl 5 );


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