LIGAÇÕES QUÍMICAS

Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.

Exemplo: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1) o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. 11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).

Ligação Iônica ou Eletrovalente: Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion) Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO.

 Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): 11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron) 17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)

Estrutura cristalina do NaCl sólido                                                  

 Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) 20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons) 17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)

Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico: Família Carga dos íon 1A ou 1 +1 2A ou 2 +2 3A ou 13 +3 5A ou 15 - 3 6A ou 16 - 2 7A ou 17 e o H - 1

Fórmula Molecular: Al2O3 Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O). Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6 Fórmula Molecular: Al2O3

Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Características dos Compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambiente; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.

Ligação Covalente ou Molecular Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. Ocorre normalmente entre: AMETAL e AMETAL ou AMETAL e HIDROGÊNIO

Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Exemplos: 1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular Cl2

Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-) 8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular CO2

Ligação Covalente Dativa ou Coordenada: Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon.

Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre) Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural

Principais características dos compostos moleculares: Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso; possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos; Não conduzem a corrente elétrica (com algumas exceções. Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água).

Determinação do Caráter de uma Ligação Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade (E): Ligação Iônica  E ≥ 1,7 Ligação Covalente  E < 1,7 Exemplos: HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. Polaridade de Ligações Ligação Covalente Apolar: Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: H2 H H

H Cl 2. Ligação Covalente Polar: Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades. Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+). Exemplo: HCl H Cl + -

Ligação Metálica: Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal). Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.

Esquema da Ligação Metálica

(toda molécula biatômica é linear) Geometria Molecular: Tipo de Molécula Geometria X2 e XY linear (toda molécula biatômica é linear) XY2 se X é da família 6A: angular XY3 trigonal plana se X é da família 5A: piramidal XY4 tetraédrica

MOLÉCULA APOLAR  é simétrica Polaridade de Moléculas: MOLÉCULA APOLAR  é simétrica Em uma molécula apolar existe uma simetria Ex: CO2

MOLÉCULA POLAR As moléculas polares geralmente são assimétricas. Ex: H2O

Princípio Geral da Solubilidade: (“semelhante dissolve semelhante”) Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3) e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2).

Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s) Forças Intermoleculares: I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido (Forças de Van Der Waals ou Forças de London): São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)

II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente: São interações que ocorrem entre moléculas polares. Exemplo: molécula do HCl

III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

Dipolo - Dipolo Permanente Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido Intensidades das Forças Intermoleculares: Ponte de Hidrogênio > Dipolo - Dipolo Permanente Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido

Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição: Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias: O tamanho das moléculas: Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE.  A intensidade das forças intermoleculares: Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE.

O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):