LIGAÇÕES QUÍMICAS ÁGUA CAL AMÔNIA

Os elétrons mais externos do átomo (valência) são os responsáveis pela Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA Os elétrons mais externos do átomo (valência) são os responsáveis pela ocorrência da ligação química

Na Cl H H Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada + – O SÓDIO PERDEU ELÉTRON Na Cl O CLORO GANHOU ELÉTRON H H OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS

semelhante à de um gás nobre, isto é, Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em sua última camada Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como TEORIA DO OCTETO

H (Z = 1) 1s1 He (Z = 2) 1s2 F (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 Ne (Z = 10) 1s2 2s2 Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é estável e a regra é aplicada, principalmente, para os elementos do antigo subgrupo A (representativos) da tabela periódica H (Z = 1) 1s1 INSTÁVEL He (Z = 2) 1s2 ESTÁVEL F (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 INSTÁVEL Ne (Z = 10) 1s2 2s2 2p6 ESTÁVEL Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 INSTÁVEL

são os metais das famílias 1A, 2A e 3A Na maioria das vezes, os átomos que: Perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A Recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A

1) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga: a) + 1 e – 1. b) – 1 e + 2. c) + 2 e – 1. d) – 2 e – 2. e) + 1 e – 2. ALCALINOS TERROSOS PERDE 2 ELÉTRONS FAMÍLIA 2A + 2 GANHA 1 ELÉTRONS HALOGÊNIOS FAMÍLIA 7A – 1

2) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável formado a partir deste átomo será: a) – 2. b) – 1. c) + 1. d) + 2. e) + 3. X (Z = 13) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 PERDE 3 ELÉTRONS ÚLTIMA CAMADA 3 ELÉTRONS + 3

LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE Esta ligação ocorre devido à ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA entre íons de cargas opostas Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade, isto é, um é METAL e o outro AMETAL

Na Na Cl Cl CLORETO DE SÓDIO LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17) Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 PERDE 1 ELÉTRON Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 RECEBE 1 ELÉTRON + + – – Na Na Cl Cl CLORETO DE SÓDIO

Ligação Iônica 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Consideremos os átomos de Sódio e Cloro: 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 K=2 L=8 M=1 K=2 L=8 M= 7 Observem que nenhum deles apresenta a última camada completa, por isso não estão estáveis. Essa transferência de elétron faz com que ambos fiquem com 8 e- na Camada de Valência, tornando-se Íons. Na Cl

Representação eletrônica ou de LEWIS Na + Cl [Na+] [ Cl ]- => Por possuírem cargas opostas atraem-se formando a substância conhecidíssima : NaCl ou Cloreto de sódio ou Sal => Essa forma de união atômica recebe o nome de LIGAÇÃO IÔNICA ou LIGAÇÃO ELETROVALENTE. => Normalmente ocorre entre um Metal e um Ametal. => Os elementos das famílias 1, 2 e 13 apresentam 1, 2 e 3 e-, respectivamente na camada de valência e tendem, naturalmente a doá-los. => Os elementos das famílias 15, 16 e 17 tendem a receber e-.

Outros exemplos de ligação Iônica => União entre Cálcio(20) e Flúor(9): 2 e- cv 7 e- cv F Ca F [Ca2+] [ F -]2 CaF2 (Fluoreto de Cálcio) [anti-cárie e síntese do HCl]

Outros exemplos de ligação Iônica => União entre Alumínio(Fam 13) e Oxigênio(Fam 16): 3 e- cv 6 e- cv Al Al O O O [Al3+]2 [ O 2-]3 Al2O3 (Óxido de Alumínio) [abrasivo industrial]

Formulando um composto Iônico => Descobrem-se as cargas dos íons envolvidos; => Invertem-se conforme esquema abaixo (cargas índices) [Cátionx+]y [ Ânion y-]x Ex.: [Ca2+] [ F - 1]2  CaF2 [Al3+]2 [ O 2-]3  Al2O3

UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral x y C A

1) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de um composto, formado por esses elementos é: a) X2Y3. b) X6Y. c) X3Y. d) X6Y3. e) XY. X perde 3 elétrons X3+ Y ganha 2 elétrons Y 2– 3 2 X Y

X Y X (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 X perde 2 elétrons X 2+ 02) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula: a) XY. b) XY2. c) X3Y. d) XY3. e) X2Y. X (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 X perde 2 elétrons X 2+ Y (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 ganha 1 elétron 1 – Y Y 2 1 X Y

LIGAÇÃO COVALENTE ou MOLECULAR A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes Os átomos que participam da ligação covalente são AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO Os pares de elétrons compartilhados são contados para os dois átomos ligantes

LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação do par

Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO (H) para formar a molécula da substância SIMPLES HIDROGÊNIO (H2) H (Z = 1) 1s1 H H FÓRMULA ELETRÔNICA H H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H H FÓRMULA MOLECULAR 2

Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) para formar a molécula da substância SIMPLES NITROGÊNIO (N2) N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3 N N N N FÓRMULA ELETRÔNICA N N FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA N FÓRMULA MOLECULAR 2

FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O) H (Z = 1) 1s1 O (Z = 8) 1s2 2s2 2p4 O H H FÓRMULA ELETRÔNICA O H H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H2O FÓRMULA MOLECULAR

Cl N Cl Cl N Cl 3 01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se formando a substância: Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17) a) NCl e molecular. b) NCl2 e iônica. c) NCl2 e molecular. d) NCl3 e iônica. e) NCl3 e molecular. Cl N Cl Cl N Cl 3 como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente) N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3 Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl O C Cl CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g) 02) (UESPI) O fosfogênio (COCl2), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante, utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a partir da reação: Pág.114 Ex. 02 CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g) Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta: a) duas ligações duplas e duas ligações simples b) uma ligação dupla e duas ligações simples c) duas ligações duplas e uma ligação simples d) uma ligação tripla e uma ligação dupla e) uma ligação tripla e uma simples Cl O C Cl

H O C X O H O 03) Observe a estrutura genérica representada abaixo; Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento: fósforo enxofre carbono nitrogênio cloro

COVALENTE DATIVA ou COORDENADA Se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do par, a ligação será COVALENTE DATIVA ou COORDENADA A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do átomo que cede os elétrons chegando no átomo que recebe estes elétrons, através do compartilhamento

S O O S O O S O 2 FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de enxofre (SO2), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na camada de valência S O FÓRMULA ELETRÔNICA O S O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA O S O FÓRMULA MOLECULAR 2

01) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos. Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é respectivamente igual a: Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16. 4 e 3. 2 e 4. 4 e 4. 8 e 4. 8 e 6. O C O O S O

X 02) Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual a provável família desse elemento na classificação periódica? a) 3 A . b) 4 A . c) 5 A . d) 6 A . e) 7 A . X 5 A 15

H Be H H Be H Hoje são conhecidos compostos que não obedecem DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do OCTETO Átomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons na camada de valência H Be H H Be H O berílio ficou estável com 4 elétrons na camada de valência

O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência

Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência F F F F F F S S F F F F F F O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência

O fósforo ficou estável com 10 elétrons Cl Cl Cl Cl P P Cl Cl Cl Cl Cl Cl O fósforo ficou estável com 10 elétrons na camada de valência

O N O O N O Átomo que fica estável com número impar de elétrons na camada de valência O N O O N O O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons na camada de valência.

F F F Xe F Xe F F Compostos dos gases nobres Ainda na década de 1960 foram produzidos vários compostos com os gases nobres . Hoje há muitos sendo feitos em laboratórios de pesquisas. Estes compostos só ocorrem com gases nobres de átomos grandes, que comportam a camada expandida de valência.

01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto? a) BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5. b) CO, NH3, HClO, H2SO3. c) CO2, NH4OH, HClO2, H2SO4. d) HClO3, HNO3, H2CO3, SO2. e) HCl, HNO3, HCN, SO3.

02) (PUC – RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra: BH3 CH4 H2O HCl XeF6 I II III IV V a) I, II e III. b) II, II e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V.

Ligação Metálica * Ocorre entre metais

*Os metais não exercem forte atração sobre os elétrons da última camada (valência) *Os elétrons de valência ficam livres para movimentarem-se pelo metal como num "mar de elétrons".  A condutividade elétrica é explicada pelo movimento livre dos elétrons nesse aglomerado de átomos metálicos (retículo cristalino). A regra do Octeto não se aplica a ligação metálica.

 A representação das fórmulas metálicas é feita com o símbolo do átomo e um “n” representando a numerosa quantidade de elétrons no “mar”.  Exemplos: Fen Agn Aun Cun

Propriedades dos Metais e comparações

Ligas metálicas são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos químicos sendo que pelo menos um deles é metal.

Condutividade eletrica Comparando as Substâncias pelas ligações Tipo de Substância Elementos químicos* P.E. e P.F. Estado Físico a 25ºC Condutividade eletrica Sólido Líquido IÔNICA Metais e Ametais Geralmente Altos Sólidos Não Sim COVALENTE Ametais e Ametais Geralmente Baixos S, L e G METÁLICA Metais e Metais Sólidos** * Inclua-se o Hidrogênio como ametal; ** Exceto Hg (líquido)

GEOMETRIA MOLECULAR A forma geométrica de uma molécula pode ser obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos as REGRAS DE HELFERICH, que podem ser resumidas da seguinte forma:

O H H MOLÉCULAS DO TIPO "AX " O C O 2 Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES O H H O C O Se o átomo central “A” possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR

Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 3 Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL F F N Cl Cl B Cl F Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será TRIGONAL PLANA Se o átomo central “A” possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

Estas moléculas terão uma geometria MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 4 Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA C Cl

Estas moléculas terão uma geometria MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 5 Estas moléculas terão uma geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL moléculas do PCl 5

Estas moléculas terão uma geometria MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 6 Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA moléculas do SF6

Modelo VSEPR (Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência

01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas: I : BeH2 - linear. II : CH4 - tetraédrica. III : H2O - linear. IV : BF3 - piramidal. V : NH3 - trigonal plana. Verdadeiro Verdadeiro Falso Falso Falso Pode-se afirmar que estão corretas: a) apenas I e II. b) apenas II, IV e V. c) apenas II, III e IV. d) apenas I, III e V. e) todas.

possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será 02) As moléculas do CH4 e NH3 apresentam, as seguintes respectivamente, as seguintes geometrias: a) quadrada plana e tetraédrica. b) pirâmide trigonal e angular. c) quadrada plana e triangular plana. d) pirâmide tetragonal e quadrada plana. e) tetraédrica e pirâmide triangular. Se o átomo central “A” possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL CH4 N H H Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA H

é mais eletronegativo que o LIGAÇÕES POLARES E APOLARES δ + δ - H Cl CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO A ligação entre os átomos de cloro e hidrogênio é POLAR

H H A ligação entre os átomos de hidrogênio é APOLAR LIGAÇÕES POLARES E APOLARES H H A ligação entre os átomos de hidrogênio é APOLAR Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE

MOLÉCULAS POLARES e APOLARES A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( ) u Se ele for NULO, a molécula será APOLAR; caso contrário, POLAR.

O C O MOLÉCULA DO " CO " 2 A resultante das forças é nula (forças de mesma intensidade, mesma direção e sentidos opostos) A molécula do CO2 é APOLAR

A resultante das forças é MOLÉCULA DA ÁGUA " H O" 2 O A resultante das forças é diferente de ZERO H H A molécula da água é POLAR

01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares: a) NaCl e CCl4. b) HCl e N2. c) H2O e O2. d) CH4 e Cl2. e) CO2 e HF. CH4, CCl4, CO2, N2, O2, Cl2. CH4 e CCl4 têm geometria TETRAÉDRICA com todos os ligantes do carbono iguais, portanto, são APOLARES N2, O2 e Cl2 são substâncias SIMPLES, portanto, são APOLARES CO2 tem geometria LINEAR com todos os ligantes do carbono iguais, portanto, é APOLAR

piramidal, portanto, é POLAR 02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente de zero (molecular polar) é: a) CS2. b) CBr4. c) BCl3. d) BeH2. e) NH3. NH3 tem geometria piramidal, portanto, é POLAR

03) (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes abaixo: I) CH4 II) CS2 III) HBr IV) N2 Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? S C S H Br N N moléculas LINEARES com ligantes iguais são APOLARES moléculas DIATÔMICAS com ligantes diferentes são POLARES moléculas DIATÔMICAS com ligantes iguais são APOLARES CH4 Molécula tetraédrica que são APOLARES

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES São as ligações que resultam da interação ENTRE MOLÉCULAS, isto é, mantêm unidas moléculas de uma substância As ligações INTERMOLECULARES podem ser em: Dipolo permanente – dipolo permanente Dipolo induzido – dipolo induzido ou forças de dispersão de London Ponte de hidrogênio

Em uma MOLÉCULA POLAR sua DIPOLO - DIPOLO Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha – – – + + + – – – + + +

DIPOLO INDUZIDO Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento H H H H – – Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS

PONTES DE HIDROGÊNIO Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido F F H H F F H H

O H H H H O O H H O H H H O H O H H As pontes de hidrogênio são mais intensas que as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que as interações dipolo – dipolo induzido

01) Compostos de HF, NH3 e H2O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores quando comparados com H2S e HCl, por exemplo, devido às: a) forças de Van Der Waals. b) forças de London. c) pontes de hidrogênio. d) interações eletrostáticas. e) ligações iônicas.

02) (UCDB-DF) O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 100°C. Nas três mudanças de estados físicos, respectivamente, são rompidas: ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações iônicas. c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e interações de Van der Waals.

03) Considere o texto abaixo. “Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por................................. No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por ...................................... . Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura ................ do que a do gelo seco.” I PONTES DE HIDROGÊNIO II FORÇAS DE VAN DER WAALS MAIOR III Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por: a) Forças de London, pontes de hidrogênio e menor. b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der Waals e maior. c) Forças de Van der Waals, pontes de hidrogênio e maior. d) Forças de Van der Waals, forças de London e menor. e) Pontes de hidrogênio, pontes de hidrogênio e maior.