Ligações químicas Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel.

Apresentação em tema: "Ligações químicas Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel."— Transcrição da apresentação:

1 Ligações químicas Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel

2 Ligações Químicas Vitamina E Sacarina Fulereno Amônia

3 Como se formam as ligações iônicas?
Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas Como se formam as ligações iônicas? O NaCl tem energia mais baixa que Na+ e Cl- Na perde elétrons Elétrons ligam-se ao Cl Íons agrupam-se como um cristal

4 Propriedades gerais dos sólidos iônicos:
LIGAÇÕES IÔNICAS Propriedades gerais dos sólidos iônicos: a) sólidos cristalinos (duros e quebradiços) b) pontos de ebulição e fusão altos c) condução de eletricidade no estado líquido d) Solubilidade alta em água Cloro Sódio

5 Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural
Ligação covalente Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural Exemplo: Molécula do ácido clorídrico (HCl). H 1s e- na camada de valência Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p es- na camada de valência Regra do octeto

6 Ligações múltiplas Compartilhamento de dois pares de elétrons:
Ex.: ligação C-O na molécula de CO2 Compartilhamento de três pares de elétrons: Ex.: ligação C-N na molécula de HCN

7 Corrigindo o modelo covalente: Eletronegatividade
Todas as ligações são híbridos de ressonância de estruturas covalentes e iônica Cl - Cl  Cl- Cl+  Cl+ Cl-   H - Cl  H+ Cl-  H- Cl+ Molécula apolar Molécula polar

8 Polaridade das ligações
Em moléculas onde os átomos são iguais a ligação é puramente covalente, pois nenhum dos átomos tem tendência a atrair os elétrons. Já as moléculas formadas por átomos diferentes as estruturas iônicas podem ter contribuição diferente, se afinidade eletrônica de um dos átomos é maior que a do outro então ocorre a formação de cargas parciais sobre os átomos formando com isso uma ligação covalente polar.

9 Os átomos em uma ligação covalente polar formam o dipolo elétrico (quando uma carga parcial positiva está próxima a uma carga parcial negativa). A medida da magnitude das cargas parciais (dipolo elétrico) é o momento dipolar ().  +  - Unidade: debye (D)

10 Linus Pauling, 1932  eletronegatividade ()
(o poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação)

11 REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR
Método VSEPR: Quando numa moléculas os átomos unem-se, orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons . Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado possível de si. As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares. 90º > 120º > 180º Força da repulsão

12 A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou livres. Átomo ligado Átomo central Distância longa entre pares: repulsão fraca Átomo ligado Átomo central Distância intermediária entre pares: repulsão intermediária Átomo central Distância curta entre pares: repulsão forte

13 Número estérico e orientação do par eletrônico.
Primeiro passo do método VSEPR é escrever a estrutura de Lewis e quantos pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central. O número total de pares elétrons (compartilhados ou não) ao redor do átomo central chama-se número estérico Para o número estérico 4  geometria quadrado planar (ângulos são de 90º entre si) Tetraédrica os ângulos são de 109,50 e a repulsão é menor entre os pares de elétrons.

14 2 pares de elétrons livres
Número estérico 4 Exemplo Estrutura Descrição Tetraédrico Piramidal 1 par de elétrons livres Angular 2 pares de elétrons livres

15 Número estérico 5 1 par de elétrons livres 2 pares de elétrons livres
Exemplo Estrutura Descrição Número estérico 5 Bipirâmide trigonal 1 par de elétrons livres Gangorra Forma de T 2 pares de elétrons livres Linear 3 pares de elétrons livres

16 Número estérico 6 1 par de elétrons livres 2 pares de elétrons livres
Exemplo Estrutura Descrição Número estérico 6 Octaédrica Pirâmide de base quadrada 1 par de elétrons livres Quadrado- planar 2 pares de elétrons livres

17 Ligações intermoleculares
União das moléculas Forças de van der Waals São ligações fracas, mas são universais. As mais importantes são as forças dipolo-dipolo e as forças de London (dipolo induzido). Ligações de Hidrogênio

18 São atrações elétricas entre moléculas polares.
Forças dipolo-dipolo São atrações elétricas entre moléculas polares. As moléculas se alinham com as cargas parciais opostas o mais perto possível Quanto mais fortes as forças, maior é a energia para separar as moléculas, portanto maior será o ponto de ebulição. o-cloro benzeno (p.e. = 180°C) p-cloro benzeno (p.e = 174°C)

19 Forças dipolo-induzido
São geralmente muito fracas; Ocorrem nas moléculas apolares; Uma região da molécula terá durante um breve tempo uma carga positiva parcial e a outra região terá durante este tempo, uma carga parcial negativa p.e. = 36°C p.e. = 10°C

20 Moléculas de ác. acético
Ligações de hidrogênio Só ocorrem em moléculas que possuem o átomo de H preso a átomos muito eletronegativos como F, O e N. Moléculas de água Moléculas de ác. acético Moléculas de HF