QUÍMICA PROF. JAIR ALBERTO LIGAÇÕES QUÍMICAS

Ligação Química O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento da Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para explicar a formação de moléculas e outros compostos. A explicação de Lewis é que os átomos reagem de forma a alcançar uma configuração eletrônica mais estável (correspondendo à configuração de um gás nobre.) O que é uma ligação química? É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos entre si, dando origem a moléculas. Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são essencialmente eletrostáticas, isto é, forças entre cargas eléctricas.

Tipos de Ligação Química  Ligação iônica  Ligação covalente  Ligação metálica

Regra do Octeto = os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons, de tal forma que tenham 8 elétrons na camada de valência. C gostaria de N gostaria de O gostaria de ganhar 4 elétrons ganhar 3 elétrons ganhar 2 elétrons

TEORIA DO OCTETO LIGAÇÕES QUÍMICAS CLASSIFICAÇÃO DAS LIGAÇÕES IÔNICA: : caracterizada pela transferência de elétrons. Ocorre entre: METAL e AMETAL METAL e HIDROGÊNIO

Representações de Lewis Os elementos de transição têm camadas internas incompletas e não podemos (em geral) escrever a notação de Lewis para estes elementos.

Estrutura Eletrônica de Lewis Os símbolos dos elementos rodeado por pontos (ou x) representam os elétrons de valência H  He:                       Li  Be   B   C   N   O  : F  : Ne :                                       Na  Mg   Al   Si   P   S  : Cl  : Ar :                

Ex de ligação iônica: Cloreto de sódio Propriedades dos compostos iônicos: São sólidos nas condições ambiente Apresentam altos pontos de fusão e ebulição São condutores de eletricidade quando no estado liquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água. A maioria dos compostos são solúveis em água.

DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA DE UM COMPOSTO IÔNICO

Alguns cátions Grupo 1Grupo 2Grupo 13 H + Mg 2+ Al 3+ Li + Ca 2+ Na + Sr 2+ K + Ba 2+

LIGAÇÃO COVALENTE : formação de pares eletrônicos Ocorre entre: AMETAL e AMETAL AMETAL e HIDROGÊNIO HIDROGENIO E HIDROGENIO

Propriedades dos compostos moleculares: São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente Forte atração interatômica; Não garante forte atração entre moléculas (geralmente fraca) Ex: diamante (elevada dureza) Metano (condensação a -161 oC) Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos) São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização). A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.

LIGAÇÕES COVALENTE COORDENADA (DATIVA): POLARIDADE DAS LIGAÇÕES: a) Ligações Polares: entre átomos diferentes. b) Ligação Apolar: entre átomos iguais.

LIGAÇÕES METÁLICAS MAR DE ELÉTRONS Formada entre átomos de elementos metálicos. Formada entre átomos de elementos metálicos. Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos. Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos. Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de fusão bastante elevados. Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de fusão bastante elevados. Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co

Geometria molecular Forma como os átomos numa molécula se orientam no espaço. A geometria de uma molécula pode afectar as propriedades físicas e químicas, como o ponto de fusão, ebulição, densidade, etc. O modelo mais simples é baseado na estruturas de Lewis: VSEPR (valence shell electron-pair repulsion) Modelo de Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela minimização das repulsões entre os pares de electrões da camada de valência.

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS: a) Moléculas Polares Diatômicas: formada por átomos diferentes.Ex: HCl, HF etc. Molécula que sobra elétrons no átomo central.

b) Moléculas Apolar: Diatômicas: formada por átomos iguais. Ex: O 2, N 2 etc. Substâncias simples: O 3, P 4, S 8 etc. Molécula que não sobra elétrons no átomo central.

Água é uma molécula polar, pois o oxigênio é mais eletronegativo do que o hidrogênio, e, então, os elétrons são atraídos para próximo do oxigênio.

Moléculas com átomo central sem pares isolados

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES Interação dipolo-dipolo : ocorre com moléculas polares. Pontes de Hidrogênio: Hidrogênio ligado a F, O, N.

Ligação de Van der Waals : ocorre com moléculas apolares