INTERATÔMICAS INTERMOLECULARES LIGAÇÕES QUÍMICAS INTERATÔMICAS INTERMOLECULARES

LIGAÇÕES INTERATÔMICAS LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE LIGAÇÃO COVALENTE LIGAÇÃO METÁLICA

LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS METAIS DOAM ELÉTRONS, FORMANDO CÁTIONS AMETAIS (OU HIDROGÊNIO) RECEBEM ELÉTRONS, FORMANDO ÂNIONS COMPOSTOS UNEM-SE POR FORÇA ELETROSTÁTICA ALTOS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO SÓLIDOS (CATP) RETÍCULOS CRISTALINOS IÔNICOS ALTA POLARIDADE ALTA SOLUBILIDADE EM H2O

LIGAÇÃO IÔNICA

LIGAÇÃO COVALENTE COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS ENTRE AMETAIS E/OU HIDROGÊNIO BAIXOS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO SÓLIDOS, LÍQUIDOS OU GASES (CATP) COVALENTE NORMAL – UM ELÉTRON DE CADA ÁTOMO É UTILIZADO NO COMPARTILHAMENTO COVALENTE COORDENADA (DATIVA) – UM PAR DE ELÉTRON DO ÁTOMO ESTÁVEL É UTILIZADO NO COMPARTILHAMENTO

LIGAÇÃO COVALENTE

POSSIBILIDADES DE LIGAÇÃO COORDENADA (DATIVA) 5A – 3 LIGAÇÕES NORMAIS E 1 DATIVA 6A – 2 LIGAÇÕES NORMAIS E 2 DATIVAS 7A – 1 LIGAÇÃO NORMAL E 3 DATIVAS

LIGAÇÃO METÁLICA OCORRE ENTRE METAIS NUVEM DE ELÉTRONS DESLOCALIZADOS EM TORNO DOS CÁTIONS ALTA CONDUTIBILIDADE TÉRMICA ALTA CONDUTIVIDADE ELÉTRICA (SÓLIDO OU LÍQUIDO) ALTOS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO SÓLIDOS (CATP), EXCETO O Hg FORMAM AS LIGAS METÁLICAS (BRONZE, OURO 18k, AMÁLGAMA, ETC.) INSOLÚVEIS EM H2O

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES ÁTOMOS IGUAIS: APOLAR ÁTOMOS DIFERENTES: POLAR EXEMPLOS: N2, O2, H2 – LIGAÇÕES APOLARES HCl, CCl4, CO – LIGAÇÕES POLARES IMPORTANTE - TODO COMPOSTO IÔNICO APRESENTA LIGAÇÃO POLAR.

GEOMETRIA MOLECULAR TEORIA DOS PARES NÃO LIGANTES: APRESENTAM ALTA REPULSÃO, EMPURRANDO AS LIGAÇÕES PARA O MAIS LONGE POSSÍVEL GRUPO 4A (14) – 4 LIGAÇÕES E NENHUM PAR DE ELÉTRONS NÃO LIGANTES GRUPO 5A (15) – 3 LIGAÇÕES E UM PAR DE ELÉTRONS NÃO LIGANTE GRUPO 6A (16) – 2 LIGAÇÕES E UM 2 PARES DE ELÉTRONS NÃO LIGANTES GRUPO 7A (17) – 1 LIGAÇÃO E 3 PARES DE ELÉTRONS NÃO LIGANTES

GEOMETRIA MOLECULAR (DISPOSIÇÃO ESPACIAL) 2 ÁTOMOS: LINEAR (H2) 3 ÁTOMOS: LINEAR, CASO O ÁTOMO CENTRAL NÃO POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (CO2) ANGULAR, CASO O ÁTOMO CENTRAL POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (H2O) 4 ÁTOMOS:TRIGONAL PLANA, CASO O ÁTOMO CENTRAL NÃO POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (BF3) PIRAMIDAL, CASO O ÁTOMO CENTRAL POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (NH3) 5 ÁTOMOS:TETRAÉDRICA (CH4) 6 ÁTOMOS:BIPIRÂMIDE TRIGONAL (PCl5) 7 ÁTOMOS:OCTAÉDRICA (SF6)

GEOMETRIA MOLECULAR

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS DEPENDE DA ELETRONEGATIVIDADE DOS ÁTOMOS ENVOLVIDOS DEPENDE DA GEOMETRIA MOLECULAR MOMENTO DIPOLAR (VETORIAL) IGUAL A ZERO – MOLÉCULA APOLAR E INSOLÚVEL EM H2O. MOMENTO DIPOLAR (VETORIAL) DIFERENTE DE ZERO – MOLÉCULA POLAR E SOLÚVEL EM H2O.

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES COMPOSTOS IÔNICOS: FORÇA ELETROSTÁTICA MOLÉCULAS APOLARES: DIPOLO INDUZIDO (INSTANTÂNEO) OU FORÇA DE LONDON OU LIGAÇÃO DE VAN DER WAALS MOLÉCULAS POLARES: DIPOLO PERMANENTE MOLÉCULAS POLARES: LIGAÇÃO (PONTE) DE HIDROGÊNIO – APRESENTA H LIGADO DIRETAMENTE A FON (FLÚOR, OXIGÊNIO OU NITROGÊNIO)

PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO DEPENDEM BASICAMENTE DE DOIS FATORES: MASSA MOLAR E LIGAÇÃO INTERMOLECULAR QUANTO MAIOR A MASSA MOLAR, MAIORES OS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO PONTE DE HIDROGÊNIO > DIPOLO PERMANENTE > DIPOLO INDUZIDO

CURIOSIDADE MACROMOLÉCULAS: DIAMANTE (TETRAÉDRICO) GRAFITE OU GRAFITA (HEXAGONAL) QUARTZO (TRIGONAL) RUBI SÍLICA

UEFS – 2005 QUESTÃO 23 Fórmula molecular D H2O BF3 CO2 NO2 O3 1,86 O valor do momento dipolar de uma molécula fornece informações sobre a polaridade, a forma geométrica e a disposição dos átomos nessa molécula. A partir da análise da tabela que apresenta os valores do momento dipolar de algumas moléculas no estado gasoso, pode-se concluir: A molécula de água e de dióxido de nitrogênio são angulares. A molécula de dióxido de carbono e a de fluoreto de boro possuem formas geométricas semelhantes. Os átomos de oxigênio, na molécula de ozônio, estão dispostos, formando um triângulo eqüilátero. As ligações entre boro e flúor e entre carbono e oxigênio possuem momento dipolar iguais a zero. As ligações polares apresentam sempre posições eqüidistantes do par eletrônico entre átomos. Fórmula molecular D H2O BF3 CO2 NO2 O3 1,86 0,33 0,52

UESB – 2005 QUESTÃO 32 Os principais hidretos dos elementos químicos do grupo 16, H2O, H2S, H2Se e H2Te, apresentam propriedades químicas e físicas decorrentes da natureza das interações intermoleculares e do tamanho da molécula. Com base nessa informação, pode-se concluir que: 01) As interações intermoleculares nos hidretos H2S, H2Se e H2Te são de natureza ligação de hidrogênio. 02) A energia absorvida na evaporação de 1,0 mol de H2O é menor do que a necessária para a evaporação de 1,0 mol de H2S. 03) O ponto de ebulição diminui a partir do H2O para o H2S e, em seguida, aumenta desse composto até o H2Te. 04) O H2S é um ácido mais fraco que a água. 05) As interações intermoleculares na água são menos intensas que nos demais hidretos

UFBA - 2007 Q24 (16) Os íons NO2- e NO3- presentes em diversos fertilizantes, possuem ligações covalentes.

UFBA - 2006 Q29 (04) O dióxido de titânio, TiO2, o pigmento branco, atualmente utilizado na fabricação de tintas, é um composto que, dissolvido em água, impede a passagem da corrente elétrica na solução.

UFBA – 2005 Q11 (02) O quartzo é um cristal covalente que apresenta estrutura molecular tetraédrica. Q25 (08)A natureza das interações intermoleculares no metano no líquido dá suporte à previsão de cientistas sobre a chuva de hidrocarbonetos nessa lua de Saturno.

UFBA - 2004 Q12 (08) O íon cianeto apresenta uma ligação iônica e inclui apenas nove elétrons. Q12 (16) O composto HC2Cl3 possui ângulo de ligação entre o cloro e átomos de carbono superior a 109º28’. Q22 (64) As interações das moléculas representadas pela fórmula RCH(NH2)COOH são de natureza dipolo induzido.