Ligações Químicas LIGAÇÃO IÔNICA Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7. Calcogênios (16) Metais Alcalinos (1) Metais Alcalinos Terrosos (2) Halogênios (17)

  Não Esqueça!!! Metais: Ametais: Eletropositivos Perdem elétrons Al Al+3 + 3e-  Viram Cátions(+) Eletronegativos S + 2e- S-2  Ametais: Ganham elétrons Viram Ânions(-)

LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR) H AMETAL LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR) Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7.

Ligações covalentes normais Fórmula de Lewis Fórmula estrutural H H  H H2 1 sigma Lig. Covalente Simples O O O  O O2 1 sigma + 1 pi Lig. Covalente Dupla N N  N N2 Lig. Covalente Tripla 1 sigma + 2 pi

O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos 1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex.: H2, O2, N2 H O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos

2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes 2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). H Cl  +  -

SO2 S S O O O Exemplo: Ligação Coordenada (DATIVA) Só acontece quando um elemento (que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons. Exemplo: Ligação dativa SO2 Ainda não está completo Não podem mais fazer ligação comum. S O S O O

Metálicas Metal x Metal Altos PF e PE (+) (+) Metal x Metal Altos PF e PE Bons condutores de corrente elétrica no estado sólido 25º  Estado sólido exceto: Hg Ex: Zn(S), AP(S) ...

FUNÇÕES INORGÂNICAS HCl + H2O  H3O+ + Cl- Ácidos de Arrhenius: são substâncias compostas que em solução Aquosa liberam como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+). Ionização de um Ácido HCl + H2O  H3O+ + Cl- H2SO4 + 2H2O  2H3O+ + SO42- H3PO4 + 3H2O  3H3O+ + PO43- De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou oxidrila). NaOH  Na+ + OH-

Fórmula geral dos óxidos: Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion  de H+ e um ânion de OH-. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação. HCl + NaOH  NaCl + H2O Neutralização Salificação Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral dos óxidos: Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3 Ex+2 O2-X

POLARIDADE Átomos iguais APOLAR MOLÉCULAS DIATÔMICAS: Átomos diferentes POLAR Sobra é: POLAR MOLÉCULAS POLIATÔMICAS: Não sobra é: SIMETRIA

Pilhas (Célula Galvânica) Química do bafômetro (Pilha combustível) Pólo – Ânodo Oxidação Corrosão ↑[ ] ↓ERED fluxo de elétrons Pólo + Cátodo Redução Depósito ↓[ ] ↑ERED Cátado Ânodo -1 +1 Semi reação Anódica CH3CH2OH(g) → CH3CHO(g) + 2 H+ + 2e- -2 Semi reação Catódica ½ O2(g) + 2 H+ (aq) + 2 e- → H2O(ℓ) CH3CH2OH(g) + ½ O2(g) → CH3CHO(g) + H2O(ℓ) Reação Global (REDOX) ddp  = red  - red 

- Esquema: + Oxidação Redução perde e- recebe e- polo (-) polo (+) é Esquema: é é é é é cátodo é ânodo K+ Cℓ- + K+ - Cu Cℓ- Al Cℓ- Aℓ+3 K+ Cℓ- Cℓ- Aℓ+3 K+ Cℓ- Aℓ+3 Aℓ+3 Cℓ- Cu+2 SO4-2 Aℓ+3 SO4-2 K+ Cℓ- Oxidação perde e- polo (-) ânodo corrosão Redução recebe e- polo (+) cátodo acumulação

C R A O CÁTODO REDUZ ANODO OXIDA

Representação da pilha de Daniell Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu (ânodo: -) (cátodo: +) PONTE SALINA fluxo de elétrons PILHAS oxidação redução redutor oxidante Epilha = Eoxidante - Eredutor (sempre usar o potencial de redução)

C N C GEOMETRIA MOLECULAR 2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços” “Braços” são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central. C N x x C 2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços”

Moléculas Diatômicas - Linear Moléculas Poliatômicas: Sobra e-: ANGULAR 2 “Braços” Ñ sobra e-: LINEAR H2O CO2 Sobra e-: PIRAMIDAL 3 “Braços” Ñ sobra e-: TRIGONAL NH3 SO3 4 “Braços” TETRAÉDRICA CH4

X2 H Ex.: H2, N2, O2 Geometria: Linear Ângulo: 180° Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180° H

XY H Cl Ex.: HBr, HCl, HF Geometria: Linear Ângulo: 180° Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180° H Cl

Moléculas Poliatômicas XY2 Ex.: CO2, CS2 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180° C O

Moléculas Poliatômicas XY2 e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: SO2 Geometria: Angular Ângulo: 112° S O

Moléculas Poliatômicas XY22e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: H2O, H2S Geometria: Angular Ângulo: 105° O H

Moléculas Poliatômicas XY3 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: BF3, BH3 H B Geometria: Trigonal Plana Ângulo: 120°

Moléculas Poliatômicas XY3 e 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: NH3, PH3 Geometria: Piramidal Ângulo: 107° N H

Moléculas Poliatômicas XY4 C H 4 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: CH4,CCl4 Geometria: Tetraédrica Ângulo: 109°28’