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

Definições Estado Natural dos Átomos: os átomos são encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade. Estabilidade química: os átomos precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons da última camada. Camada de Valência: as ligações químicas, de um modo geral, envolvem apenas a última camada do átomo.

Regra do Octeto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons na última camada, 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.

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.

TIPOS DE LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE COVALENTE ou MOLECULAR: - Simples - Dativa INTERMOLECULAR METÁLICA

LIGAÇÃO IÔNICA Na Cl Na+ Cl- Definição: ocorre através da transferência definitiva de elétrons de um átomo para outro, dando origem a íons de cargas contrárias, que se atraem formando um aglomerado iônico ou retículo cristalino. 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-

Ligação Iônica Configuração dos Átomos: Na Cl

Ligação Iônica Transferência do elétron: Na Cl

Ligação Iônica Formação dos íons: Na+ Cl-

Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-

Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-

Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

Fórmula dos Compostos Iônicos [A]+X Y [B]-Y X  Cargas = + xy – xy = zero Exemplos: Ca+2 + Br-1  CaBr2 AL+3 + S-2  Al2S3

Ligações dos Grupos - A Grupo Carga 1A + 1 5A - 3 2A + 2 6A - 2 3A + 3 - 1 Exemplos: K+Cl-  KCl Ca+2I-1  CaI2 c) Al+3S-2  Al2S3 d) Fe+3O-2  Fe2O3

Características dos Compostos Iônicos Sólidos a temperatura ambiente. Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados. Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa. Melhor solvente é a água.

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

Exercícios de fixação: Página - 55 1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que: a) O potencial de ionizção 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

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 condutorers 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.

LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade, se unindo por atração magnética dos orbitais da última camada. Tipos de Ligações Covalentes: - Covalente Simples. - Covalente Dativa.

Ligação Covalente Simples ou Normal Definição: é assim chamada quando 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

Ligação Covalente Simples ou Normal Configuração dos Átomos:

Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Magnética:

Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Magnética:

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

Exemplos de Ligações Covalentes Simples O2 ou O = O N N2 ou N  N O H H2O ou H - O - H Cl H HCl ou H - Cl

Ligação Covalente Dativa ou Coordenada Definição: é assim chamada quando o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos que participa da ligação, só ocorre quando todas as ligações covalentes simples possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO2. O S O S O + S = O + O  S = O O

NÚMERO DE VALÊNCIA Valências dos grupos A Definição: é o número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar. Valências dos grupos A

Moléculas do Tipo HxEOy Ácidos Oxigenados Nessas fórmulas 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

LIGAÇÕES SÍGMA () E PI () Ligações : ocorrem através da interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo, por isso é uma ligação forte e difícil de ser rompida. Ligações : ocorrem apenas com orbitais do tipo p que se interpenetram lateralmente segundo eixos paralelos, por isso é uma ligação mais fraca e fácil de ser rompida. Obs. As ligações  só ocorrem após a ligação , que é única entre dois átomos.

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS Definição: artifício utilizado por alguns elementos para formarem um maior número de ligações covalentes simples. Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de Hibridização.

Exemplos de Hibridização Casos em que o átomo híbrido não completa o seu octeto. Cl Be Cl - Be - Cl BeCl2 F B F - B - F F BF3

Hibridização sp sp sp 2p 2p 2s 2p 2p 2p Be átomo isolado Be átomo hibridizado

Hibridização sp2 B átomo hibridizado B átomo isolado sp2 sp2 sp2 2p 2s 2p 2p 2p B átomo isolado

Hibridização do Carbono

Hibridização sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 C átomo hibridizado C átomo isolado 2s 2p 2p 2p C átomo isolado

Hibridização sp3d cinco híbridos sp3d 3d 3d 3d 3d P átomo isolado 3s 3p 3p 3p 3d 3d 3d 3d 3d P átomo isolado cinco híbridos sp3d 3d 3d 3d 3d P átomo hibridizado

Hibridização sp3d2 S átomo isolado 3s 3p 3p 3p 3d 3d 3d 3d 3d Seis híbridos sp3d2 3d 3d 3d S átomo hibridizado

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.

Participantes dos Compostos Moleculares Ametal, Semimetal e Hidrogênio: - Ametal - Semimetal - Hidrogênio

Exercícios de fixação: Página 58 Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos apenas ligações covalentes: I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4 a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV 2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período, pode ser representado por:   a) – Cl  b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl –    3. (UCSal) Uma certa molécula linear é formado por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula: a) 4 ligações  d) 3 ligações  e 1 ligação  b) 4 ligações  e) 2 ligações  e 2 ligações  c) 1 ligação  e 3 ligações 

Exercícios de fixação: 4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? F | P | | | a) P  F b) P – F P c) F – F  P d) F – P – F e) P – F – P 5. Nas moléculas: O = C = O e H – C  N As hibridizações apresentadas pelos átomos de carbono são, respectivamente: a) sp e sp2 b) sp e sp3 c) sp e sp d) sp3 e sp3 e) sp3 e sp3

GEOMETRIA MOLECULAR DEPENDE: Disposição espacial dos núcleos dos átomos. Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos. Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.

Nuvens Eletrônicas Quando se tratar de moléculas com três ou mais átomos, considera-se uma nuvem eletrônica para os casos: Ligação covalente simples Ligação covalente dupla Ligação covalente tripla Par de elétrons não ligante

Formas Geométricas ÁTOMOS HIBRIDIZADOS: sp  linear (ex: BeH2, CO2, etc.) sp2  trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.) sp3  tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.) ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS: 2 átomos  linear (ex: H2, HCl, etc.) 3 átomos  angular (ex: H2O, SO2, etc.) 4 átomos  piramidal (ex: PH3, NH3, etc.)

Exercícios de fixação: Página 59 Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo: SCl2 BF3 HCl O3 PH3 CO2 P4 SiH4

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Definição: é o acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação pólos. Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, onde cada íon que participa da ligação define um pólo da ligação. + _

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. - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma. Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização.

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

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Definição: 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.

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)

Exercícios de fixação: Página 60 1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar. 2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é: a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3 (clorofórmio)

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.

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.

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

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

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.

Ligas Metálicas Definição: 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)

Exercícios de fixação: Página 62 Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H2 b) CH4 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)

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