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Ligações químicas Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel.

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1 Ligações químicas Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel

2 Ligações Químicas Sacarina Fulereno Amônia Vitamina E

3 LIGAÇÕES IÔNICAS Como se formam as ligações iônicas? O NaCl tem energia mais baixa que Na + e Cl - 1.Na perde elétrons 2.Elétrons ligam-se ao Cl 3.Íons agrupam-se como um cristal Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas

4 LIGAÇÕES IÔNICAS Cloro Sódio Propriedades gerais dos sólidos iônicos: a) sólidos cristalinos (duros e quebradiços) b) pontos de ebulição e fusão altos c) condução de eletricidade no estado líquido d) Solubilidade alta em água

5 Ligação covalente Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural Exemplo: Molécula do ácido clorídrico (HCl). H 1s 1 1 e - na camada de valência Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 7 es - na camada de valência Regra do octeto

6 Ligações múltiplas -Compartilhamento de dois pares de elétrons: Ex.: ligação C-O na molécula de CO 2 -Compartilhamento de três pares de elétrons: Ex.: ligação C-N na molécula de HCN

7 Ligações sigma ( ) e pi ( ) As ligações sigma ( ) ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da ligação. Orbitais s-s Molécula de H 2 Orbitais s-p Molécula de HF

8 Ligações sigma ( ) e pi ( ). Orbitais p-p Molécula de O 2

9 Ligações sigma ( ) e pi ( ). Os orbitais px e py estão perpendiculares ao eixo internuclear e a sobreposição ocorre lado a lado formando uma ligação do tipo pi ( ). Ligação dupla Ligação tripla

10 Todas as ligações covalentes simples são do tipo sigma As ligações pi ( ) são como nuvens de energia entre os orbitais p, semipreenchidos e paralelos entre si. As ligações sempre acompanham uma ligação sigma. E são mais fraca que a ligação

11 Corrigindo o modelo covalente: Eletronegatividade Todas as ligações são híbridos de ressonância de estruturas covalentes e iônica Cl - Cl Cl - Cl + Cl + Cl - H - Cl H + Cl - H - Cl + Molécula polar Molécula apolar

12 Polaridade das ligações Em moléculas onde os átomos são iguais a ligação é puramente covalente, pois nenhum dos átomos tem tendência a atrair os elétrons. Já as moléculas formadas por átomos diferentes as estruturas iônicas podem ter contribuição diferente, se afinidade eletrônica de um dos átomos é maior que a do outro então ocorre a formação de cargas parciais sobre os átomos formando com isso uma ligação covalente polar.

13 Os átomos em uma ligação covalente polar formam o dipolo elétrico (quando uma carga parcial positiva está próxima a uma carga parcial negativa). A medida da magnitude das cargas parciais (dipolo elétrico) é o momento dipolar ( ). + - Unidade: debye (D)

14 Linus Pauling, 1932 eletronegatividade ( ) (o poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação) Átomos com alta eletronegatividade atraem os elétrons A maneira mais simples de estabelecer uma escala de eletronegatividade foi desenvolvida por Mulliken. = ½ (I + Ea)

15 Não existem fronteiras muito definidas entre as ligações covalentes polares e as ligações iônicas, mas pode-se considerar: ligação iônica quando a diferença de for ~ 2 unidades ligação covalente quando a diferença de for < 1,5 unidades C = 2,6CO diferença 1,2 então é covalente O = 3,4CaO diferença é 2,1 então é polar Ca = 1,3

16 Tabela de Eletronegatividade

17 REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR Método VSEPR: Quando numa moléculas os átomos unem-se, orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons. Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado possível de si. As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares. Força da repulsão 90º > 120º > 180º

18 A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou livres. Átomo ligado Átomo central Distância longa entre pares: repulsão fraca Átomo central Distância curta entre pares: repulsão forte Átomo ligado Átomo central Distância intermediária entre pares: repulsão intermediária

19 Número estérico e orientação do par eletrônico. Primeiro passo do método VSEPR é escrever a estrutura de Lewis e quantos pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central. O número total de pares elétrons (compartilhados ou não) ao redor do átomo central chama-se número estérico Para o número estérico 4 geometria quadrado planar (ângulos são de 90º entre si) Tetraédrica os ângulos são de 109,50 e a repulsão é menor entre os pares de elétrons.

20 Número estérico 4 1 par de elétrons livres 2 pares de elétrons livres Tetraédrico Piramidal Angular Estrutura Descrição Exemplo

21 Número estérico 5 1 par de elétrons livres 2 pares de elétrons livres 3 pares de elétrons livres Gangorra Bipirâmide trigonal Forma de T Linear ExemploEstruturaDescrição

22 Número estérico 6 1 par de elétrons livres 2 pares de elétrons livres Octaédrica Pirâmide de base quadrada Quadrado- planar DescriçãoEstruturaExemplo

23 Ligações intermoleculares Forças de van der Waals São ligações fracas, mas são universais. As mais importantes são as forças dipolo-dipolo e as forças de London (dipolo induzido). Ligações de Hidrogênio União das moléculas

24 Forças dipolo-dipolo São atrações elétricas entre moléculas polares. As moléculas se alinham com as cargas parciais opostas o mais perto possível Quanto mais fortes as forças, maior é a energia para separar as moléculas, portanto maior será o ponto de ebulição. p-cloro benzeno (p.e = 174°C) o-cloro benzeno (p.e. = 180°C)

25 Forças dipolo-induzido São geralmente muito fracas; Ocorrem nas moléculas apolares; Uma região da molécula terá durante um breve tempo uma carga positiva parcial e a outra região terá durante este tempo, uma carga parcial negativa p.e. = 36°C p.e. = 10°C

26 Ligações de hidrogênio Só ocorrem em moléculas que possuem o átomo de H preso a átomos muito eletronegativos como F, O e N. Moléculas de água Moléculas de HF Moléculas de ác. acético


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