LIGAÇÃO QUÍMICA.

Apresentação em tema: "LIGAÇÃO QUÍMICA."— Transcrição da apresentação:

1 LIGAÇÃO QUÍMICA

2 G R U P O Tabela Periódica P E R Í O D O 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 1 18 2
Organização dos elementos químicos 1 18 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 1º 2º G R U P O 3º 4º P E R Í O D O 5º 6º 7º

3 Tabela Periódica Tabela Periódica 1 18 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9
Organização dos elementos químicos 1 18 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Grupo 1 – metais alcalinos Grupo 17- halogéneos Grupo 2 – metais alcalino-terrosos Tabela Periódica Organização dos elementos químicos Grupo 18- gases nobres ou raros * ** Lantanídeos Actinídeos

4 Elementos Representativos
Tabela Periódica Organização dos elementos químicos 1 18 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 * ** Elementos Representativos Elementos de Transição * ** Elementos de transição Interna

5 Tabela Periódica METAIS H SEMI-METAIS NÃO- -METAIS 1 18 2 13 14 15 16
Organização dos elementos químicos 1 18 H 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 * ** SEMI-METAIS NÃO- -METAIS METAIS * **

6 Configurações Electrónicas
Modelo Quântico: Configurações Electrónicas O preenchimento das orbitais atómicas de átomos polielectrónicos faz-se por ordem crescente da sua energia: Regra prática para o preenchimento de orbitais atómicas

7 Configurações Electrónicas Princípio da Energia Mínima
Modelo Quântico: Configurações Electrónicas Princípio da Energia Mínima Os electrões deverão ocupar as orbitais respeitando a ordem crescente de energias até todas as orbitais estarem completas. Regras de Hund* Preenchem-se completamente as orbitais de energias diferentes não degeneradas (1s, 2s, …); Nas orbitais degeneradas (com a mesma energia), em primeiro lugar preenchem-se as orbitais com o mesmo valor de ms (spin); Os restantes electrões “entram” em seguida, preenchendo totalmente as orbitais, respeitando a regra do emparelhamento, isto é, dos spins opostos. * Para orbitais que têm a mesma energia (os mesmos valores de n e l)

8 Bloco s Bloco p Bloco d Bloco f
Tabela Periódica 1 18 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 * ** Bloco s Bloco p Bloco d * ** Bloco f

9 Porque é que os átomos se ligam?
Ligação Química Porque é que os átomos se ligam? Os átomos ligam-se para, no seu conjunto, ficarem mais estáveis.

10 Como é que os átomos se ligam?
O químico N. Lewis verificou que os átomos dos gases nobres, muito estáveis, têm a camada exterior com oito electrões (ou dois electrões, no caso do hélio). Gás nobre 1 2 3 4 5 6 Hélio Néon 8 Árgon Crípton 18 Xénon Rádon 32

11 Como é que os átomos se ligam?
Os átomos têm tendência a ficar com a configuração electrónica do gás nobre mais próximo, isto é, com o seu último nível de energia completo.

12 Para explicar a ligação entre átomos, Lewis e Kossel propuseram:
Como é que os átomos se ligam? Para explicar a ligação entre átomos, Lewis e Kossel propuseram: REGRA DO OCTETO Postula que um átomo estará estável na sua última camada se possuir 8 electrões (ou 2 electrões, no caso da primeira camada). Nota: Esta regra tem muitas excepções.  Para a ligação covalente, só é válida para elementos do 2º período  Para a ligação iónica, a regra só é válida para os metais do grupo 2 (excepto Li e Be), para o Al e para os não metais.

13 Tipo de ligação química
Como é que os átomos se ligam? Tipo de ligação química Covalente Compartilha de electrões entre átomos de elementos com tendência para captar electrões Iónica Atracção electrostática entre iões positivos e negativos Metálica Atracção entre iões positivos e electrões livres

14 Tipo de Ligação Química
Hidrogénio Ligação covalente Não-Metais ligação covalente 1 18 H 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 * ** METAIS e NÃO – METAIS Ligação iónica NÃO- -METAIS METAIS Gases nobres não formam ligação Metais – ligação metálica

15 NOTAÇÃO DE LEWIS Duplete F + F Os átomos ligam-se partilhando um par de electrões. A esta ligação por partilha de electrões chama-se ligação covalente. Nota: Na notação de Lewis apenas se apresentam os electrões de valência.

16 Par de electrões partilhados
FÓRMULA DE ESTRUTURA Par de electrões partilhados F Ligação covalente simples Cada par de electrões é representado por um traço

17 Dois pares de electrões partilhados
Ligação Covalente dupla De acordo com a regra do octeto, cada átomo necessita de dois electrões para ficar estável. O O + Dois pares de electrões partilhados Ligação covalente dupla O FÓRMULA DE ESTRUTURA:

18 Três pares de electrões partilhados
Ligação Covalente tripla De acordo com a regra do octeto, cada átomo necessita de três electrões para ficar estável. N + N Três pares de electrões partilhados Ligação covalente tripla N FÓRMULA DE ESTRUTURA:

19 LIGAÇÕES COVALENTES POLARES e APOLARES
Molécula O2 Molécula HF Ligação covalente apolar Ligação covalente polar

20 LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
Quando a ligação covalente é feita entre dois átomos diferentes, há uma maior atracção dos electrões pelo átomo mais electronegativo. Deste modo, a distribuição electrónica é assimétrica, havendo um excesso de carga negativa do lado do átomo mais electronegativo. Forma-se, assim, um dipolo. H F Forma-se um dipolo eléctrico

21 Ligação na molécula HF O átomo de flúor é mais electronegativo que o átomo de hidrogénio. O flúor atrairá mais para si os electrões que partilha com o hidrogénio. A nuvem electrónica de ligação e vez de estar igualmente distribuída entre os dois átomos está mais deslocada para o lado do flúor.

22 Ligação covalente polar
Electronegatividade: é uma medida da tendência que alguns átomos têm de atrair para si os electrões que participam na ligação. Diminui ao longo do grupo Aumenta ao longo do período 1,7 3,0 Ligação covalente polar Ligação iónica Ligação covalente apolar ou pura

23 LIGAÇÃO IÓNICA Átomo de sódio cede 1 electrão ao átomo de cloro

24 Ligação Iónica Atracção Electrostática
Os iões ficam ligados entre si por uma força de atracção de natureza electrostática. Este tipo de ligação em que há transferência de electrões entre átomos designa-se por ligação iónica.