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

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1 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

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

3 Regra do Octeto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, 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.

4 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.

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

6 LIGAÇÃO IÔNICA Na Cl Na+ Cl-
Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. 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-

7 Ligação Iônica Configuração dos Átomos: Na Cl

8 Ligação Iônica Transferência do elétron: Na Cl

9 Ligação Iônica Formação dos íons: Na+ Cl-

10 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-

11 Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-

12 Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

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

14 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

15 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.

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

17 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

18 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.

19 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade. Tipos de Ligações Covalentes: - Covalente Simples. - Covalente Dativa.

20 Ligação Covalente Simples ou Normal
Definição: 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

21 Ligação Covalente Simples ou Normal
Configuração dos Átomos:

22 Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:

23 Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:

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

25 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

26 Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, 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

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

28 Moléculas do Tipo HxEOy Ácidos Oxigenados
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

29 LIGAÇÕES SÍGMA () E PI ()
Ligações : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo. Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p. Obs. As ligações  só ocorrem após a ligação , que é única entre dois átomos.

30 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.

31 Exemplos de Hibridização
O átomo híbrido não completa o seu octeto. F Be F - Be - F BeF2 F B F - B - F F BF3

32 Hibridização do Carbono

33 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.

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

35 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 

36 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 sp b) sp e sp c) sp e sp d) sp3 e sp e) sp3 e sp3

37 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.

38 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

39 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.)

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

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

42 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.

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

44 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.

45 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)

46 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) b) c) d) e) 5 3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é: a) H2O (água) d) CS (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl (clorofórmio)

47 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.

48 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.

49 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

50 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

51 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.

52 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)

53 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) H b) CH 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)

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