A apresentação está carregando. Por favor, espere

A apresentação está carregando. Por favor, espere

Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos.

Apresentações semelhantes


Apresentação em tema: "Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos."— Transcrição da apresentação:

1 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não- metálicos. Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. Ligação Química

2 Energias envolvidas na formação da ligação iônica A formação de Na + (g) e Cl (g) a partir de Na(g) e Cl(g) é endotérmica. A reação NaCl(s) Na + (g) + Cl (g) é endotérmica ( H = +788 kJ/mol). A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica: Na + (g) + Cl (g) NaCl(s) H = 788 kJ/mol

3 Energias envolvidas na formação da ligação iônica Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: 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. A energia de rede aumenta à medida que: As cargas nos íons aumentam A distância entre os íons diminui

4 A regra do octeto Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s 2 p 6. A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

5 Estruturas de Lewis As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

6 Símbolos de Lewis

7 Ligações múltiplas É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H 2 ); Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O 2 ); Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N 2 ). Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

8 Configurações Eletrônicas dos Elementos Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com o número necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível. As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável: Mg: [Ne]3s 2 Mg + : [Ne]3s 1 não estável Mg 2+ : [Ne]estável Cl: [Ne]3s 2 3p 5 Cl : [Ne]3s 2 3p 6 = [Ar] estável

9 Exceções à regra do octeto Existem três classes de exceções à regra do octeto: moléculas com número ímpar de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Número ímpar de elétrons Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO 2, NO e NO 2 têm um número ímpar de elétrons.

10 Deficiência em elétrons Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. O exemplo mais típico é o BF 3. Exceções à regra do octeto

11 Expansão do octeto Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Pode acomodar 10 ou 12 elétrons ou até mais.

12 ELETRONEGATIVIDADE É definida como a tendência relativa mostrada por um átomo ligado em atrair o par de elétrons. Ex: molécula Br 2 Br Par igualmente compartilhado Mesma eletronegatividade A ligação é conhecida como Ligação Covalente Apolar

13 Molécula de Cloreto de Bromo Br Cl O átomo de Cloro é mais eletronegativo atrai o par mais fortemente, portanto a nuvem eletrônica se localiza mais próxima do Cloro. Conhecida como Ligação Covalente Polar: quando há diferença de eletronegatividade. Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação.

14

15 A ligação entre os dois átomos tem uma terminação positiva e uma terminação negativa, isto é, tem pólos negativo e positivo. O átomo para o qual o par é deslocado tem uma maior parte do par de elétrons adquire uma carga negativa.

16 Formas Moleculares e a sua Estrutura O arranjo geométrico mais estável de pares eletrônicos é aquele em que as repulsões entre os pares são mínimas. Modelo de repulsão de pares de elétrons na camada de valência (RPECV ou VSEPR) As repulsões entre os pares de elétrons de ligação e de elétrons de pares isolados de um átomo faz com que eles estejam o mais afastados possível.

17 BeF 2 BF 3 CF 4 PF 5 SF 6 Geometria Molecular

18 O arranjo eletrônico de uma molécula é a geometria tridimensional de um arranjo de ligações e pares isolados ao redor do átomo central. Fórmula VSEPR genérica: AX n E m, onde A= átomo central X= átomo ligado E= par isolado Ex: BF 3 Três átomos de flúor ligados e nenhum par isolado em B, portanto é AX3.

19 Número de total de pares eletrônicos (solitário + compart.) Número de pares solitário Geometria Molecular 20Linear 30Trigonal Planar 40Tetraédrica 41Pirâmide Trigonal 42Angular 50Bipirâmide Trigonal 51Gangorra 52Forma T 53Linear 60Octaédrica 61Pirâmide Tetragonal 62Quadrado Planar

20 Geometria Molecular Piramidal Triangular Fórmula VSEPR: AX 3 E

21 Geometria Tetraédrica AX4 = sem par isolado

22 Qual é a fórmula VSEPR genérica desta molécula? Geometria é _________. Dê as geometrias das moléculas: Octaédrica GangorraForma TLinear

23 Ligação múltipla contribuem para a geometria molecular como se fossem uma única ligação. 180 o Polaridade das Moléculas Linear

24 A molécula polar é uma molécula com momento de dipolo ( ) diferente de zero. Ex1: BeCl 2 Geometria:_______ Ligação covalente polar Molécula Apolar Linear

25 Ex2: BF 3 Ligação covalente ________ Molécula é ___________ Ex3: CH 3 F e CH 2 F 2 Ligação covalente ________ Molécula é ___________ Polar Apolar Polar

26 Ex4: H 2 O Ligação covalente ________ Molécula é ___________ Geometria ___________ Polar Angular


Carregar ppt "Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos."

Apresentações semelhantes


Anúncios Google