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LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Consiste na combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Menos.

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2 LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Consiste na combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Menos estáveis Mais estáveis Átomos isolados Átomos ligados Energia

3 Definições Estado Natural dos Átomos: São encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade possível. Estabilidade Química: Necessidade de completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons. Camada de Valência: Corresponde à última camada eletrônica do átomo, em geral, responsável pelas ligações químicas.

4 Regra do Octeto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns 2 np 6 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.

5 Regra do Dueto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. Configuração Geral: ns 2 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.

6 TIPOS DE LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE COVALENTE ou MOLECULAR: - Simples - Dupla - Tripla INTERMOLECULAR METÁLICA

7 LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE Definição: Os elétrons são transferidos definitivamente de um átomo muito eletropositivo para outro muito eletronega- tivo, dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. Exemplo: Formação do cloreto de sódio – NaCl. Na (Z = 11) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Cl ( Z = 17) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 Na + Cl - Na Cl

8 Ligação Iônica Configuração dos Átomos: NaCl

9 Ligação Iônica Transferência do elétron: NaCl

10 Ligação Iônica Formação dos íons: Na + Cl -

11 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na + Cl -

12 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na + Cl -

13 Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

14 Fórmula dos Compostos Iônicos [ A ] +X Y [ B ] -Y X Cargas = + xy – xy = zero Exemplos: Ca +2 + Br -1 CaBr 2 Al +3 + S -2 Al 2 S 3

15 Ligações dos Grupos - Representativos GrupoCargaGrupoCarga Exemplos: a)K + Cl - KCl b)Ca +2 I -1 CaI 2 c) Al +3 S -2 Al 2 S 3 d) Fe +3 O -2 Fe 2 O 3

16 Características dos Compostos Iônicos Sólidos e cristalinos à temperatura ambiente. Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados (acima de 300º C). Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa. Solúvel em solventes polares. Melhor solvente é a água.

17 Participantes dos Compostos Iônicos Hidrogênio Metal + Ametal Radical salino (CO 3 -2, SO 4 -2 ) Radical Catiônico (NH 4 + ) com os ânions listados para os metais.

18 Exercícios de fixação: 1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que: a) O potencial de ionização dos átomos participantes tenha valores próximos. b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores próximos. c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes. d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas. 2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula: a) XY b) X 2 Y c) X 3 Y 2 d) X 2 Y 3 e) X 3 Y 4

19 Exercícios de fixação: 3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio, apresentam as propriedades: a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão. b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. c) Sólidos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão. e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão.

20 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR Definição: Ocorre através do compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade. Tipos de Ligações Covalentes: - Covalente Simples. - Covalente Dupla. - Covalente Tripla

21 Ligação Covalente Simples ou Normal Definição: O par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante. Exemplo: formação do cloro – Cl 2. Cl ( Z = 17) 1s 2 ) 2s 2, 2p 6 ) 3s 2, 3p 5 Cl Cl 2 ou Cl - Cl Fórmula de Lewis Molecular Estrutural Plana

22 Ligação Covalente Simples ou Normal Configuração dos Átomos:

23 Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica:

24 Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica:

25 Ligação Covalente Simples ou Normal Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular: Cl

26 Exemplos de Ligações Covalentes Duplas e Triplas O 2 ou O = O OO N 2 ou N N NN OHH H 2 O ou H - O - H ClH HCl ou H - Cl

27 Ligação Covalente além do Octeto Definição: Se o elemento tem pares eletrônicos disponíveis e outro elemento necessita de dois elétrons, ocorre a formação de duplas ligações, onde o elemento central estabiliza-se com mais de oito elétrons no nível de valência. OS O + OS O S = O + O S = O O Exemplo: formação do SO 2.

28 Moléculas do Tipo H x EO y Ácidos Oxigenados Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio. Exemplo: ácido sulfúrico - H 2 SO 4 O O S O O H H H - O - S - O - H O O

29 LIGAÇÕES SÍGMA ( ) E PI ( ) Ligações : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo. Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p. Obs. As ligações só ocorrem após a ligação, que é única entre dois átomos.

30 Características dos Compostos Moleculares Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente. Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos. Bons isolantes: térmico e elétrico. Os compostos que ionizam conduzem corrente elétrica em solução.

31 Participantes dos Compostos Moleculares Ametal + Hidrogênio Ametal + Ametal Hidrogênio + Hidrogênio

32 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Definição: Consiste no acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação – pólos. Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação. + _

33 Polaridade das Ligações Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Classificação: - Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma. Ocorre apenas entre átomos de mesmo elemento químico. - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma. Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização.

34 Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar: Ligação covalente polar: H 2 HCl H H Cl + -

35 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Definição: Consiste no acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. Momentum dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo. Ex: H Cl Momentum dipolar resultante ( r ) : vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.

36 Polaridade das Moléculas Molécula apolar: momentum dipolar ( r ) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO 2. O = C = O O C O r = Zero Molécula polar: momentum dipolar ( r ) zero. Ex: molécula da água – H 2 O. O H O r Zero (polar) H

37 LIGAÇÕES INTERMOLECULARES DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido. Tipos de ligações intermoleculares: 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares. 2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N. 3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares.

38 Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE Dois fatores influem nos PF e PE: 1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância. Ordem crescente da intensidade de interação: Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.

39 Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE Exemplos: PE Tamanho da molécula H2OH2O H2SH2S H 2 Se H 2 Te PE Tamanho da molécula CH 4 SeH 4 GeH 4 SnH 4

40 LIGAÇÃO METÁLICA Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência. Retículo Cristalino

41 Características dos Metais Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido). Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al. Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL. PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C. Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al. Maleabilidade e ductibilidade.

42 Ligas Metálicas Definição: São materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos: - Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd) - Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu) - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu) - Bronze ( Cu e Sn) - Latão (Cu e Zn)

43 Exercícios de fixação: Considere as seguintes substâncias químicas: H 2, CH 4, HCl, H 2 S e H 2 O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H 2 b) CH 4 c) HCl d) H 2 S e) H 2 O CH 3 OH H H H H H H H H O OC C CH 3 H H O O CH 3 OH CH 3 OH CH 3 CH + 3 CH 3 OH CH + 3 OH- 2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH 3 OH) é: a) b) c) d) e)

44 Exercícios de fixação: 3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é: a) CCl 4 b) SiCl 4 c) GeCl 4 d) SnCl 4 e) PbCl 4


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