3. Ligações Covalentes Curso Técnico Integrado em Química

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1 3. Ligações Covalentes Curso Técnico Integrado em Química
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SANTA CATARINA CAMPUS Florianópolis 3. Ligações Covalentes Curso Técnico Integrado em Química Unidade Curricular: Química Geral T Fase 1 Ligação covalente (motivação) - Ligação covalente (motivação) - ligação sigma e pi -

2 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 Normal. - Covalente “Dativa”.

3 LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)
Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7. H H AMETAL AMETAL

4 Ligação Covalente 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 F2, Br2 e I2 Cℓ Cℓ2 ou Cℓ - Cℓ Fórmula de Lewis Molecular Estrutural

5 Ligação Covalente Normal
Configuração dos Átomos: Cℓ Cℓ

6 Ligação Covalente Normal
Atração Quântica: Cℓ Cℓ

7 Ligação Covalente Normal
Atração Quântica: Cℓ2

8 Ligação Covalente Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular: Cℓ Cℓ Cℓ2

9 LIGAÇÕES SÍGMA () E PI ()
HCl O2

10 Orbitais moleculares  e 
Um mesmo átomo pode fazer até 4 ligações covalentes comuns mas, entre dois átomos, o número máximo de ligações covalentes comuns é 3. Dependendo da quantidade de ligações e dos orbitais em que estas se formam, podemos representá-las por  ou  . A B   ligação sigma e pi -  A B  

11 Exemplos de Ligações Covalentes
Cl H HCl ou H - Cl O H O H2O ou H O O2 ou O = O N N2 ou N  N

12 “Dativa” ou “Coordenada”
Ligação Covalente, “Dativa” ou “Coordenada” Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO2. O S O S O + S = O O  S = O O

13 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

14 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

15 Características de Compostos Moleculares
São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente); Possuem baixos P.F. e P.E.; Não conduzem corrente elétrica (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ; São formados por moléculas.

16 Exercícios de fixação:
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 –  

17 Exercícios de fixação:
3.Uma certa molécula linear A – B =C é formada por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e 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  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

18 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

19 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. maior Au condutividade elétrica, seguida do Ag, Cu e Al. Maleabilidade e ductibilidade.

20 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 joalheria (Au, Ag e Cu) - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu) - Bronze ( Cu e Sn) - Latão (Cu e Zn)

21 4. Geometria Molecular Curso Técnico Integrado em Química
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SANTA CATARINA CAMPUS FLORIANÓPOLIS 4. Geometria Molecular Curso Técnico Integrado em Química Unidade Curricular: Química Geral T Fase 1

22 GEOMETRIA MOLECULAR DEPENDE:
Disposição espacial dos núcleos dos átomos. Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos (VSEPR). Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.

23 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

24 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.)

25 GEOMETRIA 1 - Moléculas diatômicas = são sempre lineares Ex= H2, Cl2, HCl, HBr...... 2- Moléculas poliatômicas A geometria é determinada pelo número de pares de elétrons em torno do átomo central.

26 Dois pares ligantes – Linear (1800)
Ex= CO2, CS2.... :Ö = C = Ö: - Dois ligantes e um não ligante – Angular plana (~1050) Ex = SO2

27 Todos ligantes – Trigonal plana (1200) Ex = SO3, BF3.
Três pares Todos ligantes – Trigonal plana (1200) Ex = SO3, BF3. Quatro pares Todos ligantes – Tetraédrica (109028’) Ex = CH4

28 - Três ligantes e um não ligante – Piramidal (~1070)
Ex = NH3 - Quatro ligantes e dois não ligante – Quadrado Planar Ex = ICL4

29 Cinco pares ligantes – Bipirâmide trigonal Ex = PCl5
 Quatro Ligações E Um Par Eletrônico Livre - Gangora Ex = SF4

30 Três pares ligantes e Dois Não Ligantes – Forma T
Ex = ClF3 Seis pares ligantes – Bipiramide Tetraédrica “Base Quadrada” ou Octaédrica Ex = SF6

31 - Cinco ligantes e Um não ligante – Pirâmide Quadrada
Ex = FCl5 - Sete ligantes e Zero não ligante – Bipirâmide Pentagonal Ex = FB7

32 GEOMETRIAS MOLECULA

33 Exercícios de fixação:
Determine a forma geométrica e a polaridade da ligação e da molécula nas espécies químicas abaixo: SCl2 BF3 HCl O3 PH3 CO2 NH3 SiH4

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

35 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.

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

37 O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos
1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex.: H2, O2, N2 H O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos

38 A ligação forma um dipolo elétrico
2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). H Cl + - A ligação forma um dipolo elétrico

39 F  O  N = Cl  Br  I = S = C  P = H  metais
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização. F  O  N = Cl  Br  I = S = C  P = H  metais A cada ligação covalente polar corresponde um dipolo elétrico.Serão tantos dipolos, quantas forem as ligações polares. 

40 Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I
As ligações polares e os dipolos formados serão tanto maiores, quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes. Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I H2O > H2S Representação do dipolo = vetor momento dipolar  

41 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo. Ex: H  Cl  Momento dipolar resultante (r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.

42 Polaridade das Moléculas
Molécula apolar: momento dipolar (r) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO2.   O = C = O  O  C  O  r = Zero Molécula polar: momento dipolar (r)  zero. Ex: molécula da água – H2O. O H H  O  r  Zero (polar)

43 Exercícios de fixação:
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)

44 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) Ligação 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.

45 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.

46 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

47 Exercícios de fixação:
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)

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

49 4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que há no ferro e no sal que explicam tal comportamento? Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que ohidrogênio passa a ser hélio? Por quê? O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al3+? Por quê? 5. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu cloreto será: Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E e D e a natureza da ligação entre eles. 7. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor formam o composto iônico de fórmula: 8. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelo elementos é:

50 9. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2, respectivamente?
10. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl) possui: 11. Dadas as moléculas: HCl. H2O NH3. BF3. CH4. Quais são polares: 12. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de: NH3? CH4?

51 13. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato? 14. A congelação da água na superfície dos lagos em países frios ocorre pela: a) ruptura de ligações intermoleculares. b) Ruptura de ligações intramoleculares. c) Formação de ligações intermoleculares. d) Formação de ligações intramoleculares. e) Formação de ligação inter e intramoleculares. 15.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações: