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

Apresentação em tema: "LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Consiste na combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Menos."— Transcrição da apresentação:

1 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

2 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.

3 Regra do Octeto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns2 np6     Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.

4 Regra do Dueto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. Configuração Geral: ns2   Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.

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

6 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)  1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Cl ( Z = 17)  1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Na Cl Na+ Cl-

7 Ligação Iônica Configuração dos Átomos: Na Cl

8 Ligação Iônica Transferência do elétron: Na Cl

9 Ligação Iônica Formação dos íons: Na+ Cl-

10 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-

11 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-

12 Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

13 Fórmula dos Compostos Iônicos
[A]+X Y [B]-Y X  Cargas = + xy – xy = zero Exemplos: Ca Br-1  CaBr2 Al S  Al2S3

14 Ligações dos Grupos - Representativos
Carga 1 + 1 15 - 3 2 + 2 16 - 2 3 + 3 17 - 1 Exemplos: K+Cl-  KCl Ca+2I-1  CaI2 c) Al+3S-2  Al2S3 d) Fe+3O-2  Fe2O3

15 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.

16 Participantes dos Compostos Iônicos
Hidrogênio Metal Ametal Radical salino (CO3-2 , SO4-2) Radical Catiônico (NH4+) com os ânions listados para os metais.

17 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) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4

18 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.

19 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

20 Ligação Covalente Simples ou Normal
Definição: O par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante. Exemplo: formação do cloro – Cl2. Cl ( Z = 17)  1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5 Cl Cl2 ou Cl - Cl Fórmula de Lewis Molecular Estrutural Plana

21 Ligação Covalente Simples ou Normal
Configuração dos Átomos:

22 Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:

23 Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:

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

25 Exemplos de Ligações Covalentes Duplas e Triplas
O2 ou O = O N N2 ou N  N O H H2O ou H - O - H Cl H HCl ou H - Cl

26 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. Exemplo: formação do SO2. O S O S O + S = O O  S = O O

27 Moléculas do Tipo HxEOy 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 - H2SO4 O H - O - S - O - H O O O S H H O

28 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.

29 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.

30 Participantes dos Compostos Moleculares
Ametal + Hidrogênio Ametal + Ametal Hidrogênio + Hidrogênio

31 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. + _

32 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.

33 Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar: H H H2  Ligação covalente polar: H Cl  - HCl 

34 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.

35 Polaridade das Moléculas
Molécula apolar: momentum dipolar (r) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO2.   O = C = O  O  C  O  r = Zero Molécula polar: momentum dipolar (r)  zero. Ex: molécula da água – H2O. O H H  O  r  Zero (polar)

36 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.

37 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.

38 Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Exemplos: PE Tamanho da molécula CH4 SeH4 GeH4 SnH4 PE Tamanho da molécula 100 - 100 H2O H2S H2Se H2Te

39 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

40 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.

41 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)

42 Exercícios de fixação:
Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H b) CH c) HCl d) H2S e) H2O CH3OH H O C CH3 OH CH+3 OH- 2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é: a) b) c) d) e)

43 Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é: a) CCl4 b) SiCl4 c) GeCl4 d) SnCl4 e) PbCl4