1.1. Tipos de ligações químicas

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1 1.1. Tipos de ligações químicas

2 Conteúdos 1.1. Tipos de ligações químicas Síntese de conteúdos
Ligação química Tipos de ligações químicas M13 Síntese de conteúdos Diagrama de conteúdos

3 1.1. Tipos de ligações químicas
Como explicar as distintas propriedades dos materiais? A maioria das substâncias que se encontram na Natureza, e as sintetizadas laboratorialmente, são formadas por átomos ligados quimicamente entre si. Tal multiplicidade de compostos, em vez de átomos isolados, ocorre porque a maioria dos átomos são mais estáveis unidos do que separados. As forças responsáveis por manterem unidos átomos, iões ou moléculas nos diferentes materiais designam-se por ligações químicas.

4 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química A ligação química resulta das atrações e repulsões envolvendo eletrões e núcleos atómicos, conferindo ao conjunto de átomos, iões ou moléculas ligados uma menor energia do que quando separados.

5 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química Exemplos de forças repulsivas

6 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química Exemplos de forças atrativas

7 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química Generalizando, as forças de atração e repulsão, que se estabelecem para conferir estabilidade às substâncias, fazem-se sentir entre: as subpartículas constituintes do átomo (protão-protão, eletrão-eletrão e protão-eletrão); os átomos ou iões (núcleo-núcleo, nuvem eletrónica-núcleo e nuvem eletrónica-nuvem eletrónica), originando moléculas ou sólidos iónicos, respetivamente.

8 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química Quando os dois átomos se encontram suficientemente separados, pode supor-se que não existe interação entre eles e que a energia potencial do sistema formado por esses átomos isolados é nula.

9 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química À medida que os átomos se vão aproximando, começam a intensificar-se as forças atrativas entre os núcleos de um dos átomos e a nuvem eletrónica do outro, o que provoca uma diminuição da energia potencial do sistema.

10 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química Existe formação de uma ligação química quando os átomos (ou iões) ligados adquirem uma maior estabilidade e, portanto, uma menor energia potencial do que quando estão isolados.

11 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química É possível observar que existe uma distância internuclear a que corresponde uma maior estabilidade do sistema, sendo máximas as forças de atração e mínimas as de repulsão. Esta distância denomina-se comprimento de ligação.

12 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química A energia potencial correspondente a essa distância é a energia libertada para formar a ligação e designa-se por energia de ligação.

13 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química Quando os átomos se encontram a distâncias muito próximas um do outro, começam a ser significativas as forças de repulsão entre as nuvens eletrónicas. Estas forças são tanto mais intensas quanto menor for a distância entre os núcleos, levando à instabilidade do sistema.

14 1.1. Tipos de ligações químicas
Ligação química Como resultado das atrações e repulsões envolvendo eletrões e núcleos atómicos num composto estável, a energia do conjunto de átomos ligados é menor do que a energia dos átomos separados.

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16 1.1. Tipos de ligações químicas
As ligações covalentes, iónicas e metálicas caracterizam-se por uma partilha significativa de eletrões entre os átomos ou iões. 1 2 3

17 1.1. Tipos de ligações químicas
As ligações intermoleculares são caracterizadas por uma partilha pouco significativa de eletrões entre átomos, iões ou moléculas. 1 2

18 1.1. Tipos de ligações químicas
A ligação covalente estabelece-se entre átomos de elementos não metálicos e é caracterizada por uma partilha mútua de um ou mais pares de eletrões de valência entre os átomos que constituem a molécula, levando a que cada átomo ligado adquira uma configuração eletrónica de gás nobre.

19 1.1. Tipos de ligações químicas
A ligação iónica caracteriza-se por intensas forças de atração eletrostática entre iões de carga contrária, formados por transferência de eletrões de um átomo de um elemento metálico (formando um ião positivo) para um átomo de um elemento não metálico (originando um ião negativo).

20 1.1. Tipos de ligações químicas
A ligação iónica caracteriza-se por intensas forças de atração eletrostática entre iões de carga contrária, formados por transferência de eletrões de um átomo de um elemento metálico (formando um ião positivo) para um átomo de um elemento não metálico (originando um ião negativo).

21 1.1. Tipos de ligações químicas
A ligação metálica ocorre entre os átomos de elementos metálicos. Neste tipo de ligação, todos os átomos perdem eletrões da camada de valência, que se deslocam mais ou menos livremente entre os iões positivos (catiões), formando uma nuvem eletrónica comum (também designada por “mar de eletrões”).

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23 Síntese de conteúdos M13 Como resultado das atrações e repulsões envolvendo eletrões e núcleos atómicos, num composto estável, a energia do conjunto de átomos ou moléculas ligados é menor do que a energia dos átomos ou moléculas separados. A ligação química resulta das atrações e repulsões envolvendo eletrões e núcleos atómicos, conferindo ao conjunto de átomos, iões ou moléculas ligados uma menor energia do que quando separados. As ligações covalentes, iónicas e metálicas caracterizam-se por uma partilha significativa de eletrões entre os átomos ou iões, enquanto as ligações intermoleculares são caracterizadas por uma partilha pouco significativa de eletrões entre os átomos, iões ou moléculas.

24 Síntese de conteúdos M13 As ligações covalentes, iónicas e metálicas são mais fortes do que as ligações intermoleculares. A ligação covalente caracteriza-se por uma partilha mútua de eletrões de valência entre os átomos que constituem a molécula. A ligação iónica caracteriza-se por intensas forças de atração eletrostática entre iões de carga contrária, formados por transferência de eletrões entre átomos, originando estruturas com carácter iónico. A ligação metálica caracteriza-se pela partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos.

25 Diagrama de conteúdos M13

26 Diagrama de conteúdos M13

27 Diagrama de conteúdos M13

28 Diagrama de conteúdos M13

29 Diagrama de conteúdos M13