Ligações Químicas Nilsonmar.

Apresentação em tema: "Ligações Químicas Nilsonmar."— Transcrição da apresentação:

1 Ligações Químicas Nilsonmar

2 Ligações Hélio 2 Neônio 2 8 Argônio 2 8 8 Criptônio 2 8 18 8
- Poucos elementos encontram-se naturalmente no estado atômico, geralmente os átomos dos elementos se ligam entre si. - Configuração estável: com 2 elétrons na camada K, ou com 8 elétrons na última camada. K L M N Hélio Neônio Argônio Criptônio

3 Ligação Iônica A energia requerida para a formação de ligações iônicas é fornecida pela atração coulômbica entre os íons de cargas opostas num retículo cristalino. Estes íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outros elementos.

4 A configuração estável pode ser obtida de duas maneiras:
Ligação Iônica: É o resultado da atração eletrostática de íons com cargas opostas. Ex: NaCl = cloreto de sódio AgCl = cloreto de prata MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio LiH = hidreto de lítio MgCl2 = cloreto de magnésio AlF3 = fluoreto de alumínio Al2S3 = sulfeto de alumínio

5 Retículos Cristalinos:
Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions empacotados em um arranjo regular. Cl Na+ Na Cl- Na Cl-

6 Cl Na+ Na Cl- Cl Na+ Cl-

7 Ocorre geralmente entre METAIS e
LIGAÇÃO IÔNICA Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7. Metais Alcalinos (1) Calcogênios (16) Metais Alcalinos Terrosos (2) Halogênios (17)

8 Eletropositivos Al Al+3 + 3e-  Metais: Perdem elétrons Viram Cátions(+) Eletronegativos S + 2e S-2  Ametais: Ganham elétrons Viram Ânions(-)

9 Fórmulas Iônicas O Al Al+3 O-2 Al2O3 Fórmula-íon Fórmula de Lewis
X x Al O-2 Al2O3 Fórmula-íon Fórmula de Lewis ou Eletrônica

10 Características de compostos Iônicos:
São sólidos nas condições ambientes; São duros e quebradiços; Possuem altos P.F. e P.E.; Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ; Formam retículos cristalinos. Na+ Cl-

11 Ligação Covalente H = H2 Cl = Cl2 O = O2
Lewis propôs que uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por 2 átomos. Ex: H = H2 Cl = Cl2 O = O2 “Os elementos não metálicos formam ligações covalentes entre si pelo compartilhamento de elétrons”.

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

13 N N  N O O  O H H  H H2 O2 N2 Ligações covalentes normais
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular H H  H H2 Lig. Covalente Simples Lig. Covalente Dupla Lig. Covalente Tripla 1 sigma 1 sigma + 1 pi 1 sigma + 2 pi

14 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

15 2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes
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  +  -

16 SO2 S O S O O Exemplo: Ligação Coordenada (DATIVA)
Só acontece quando um elemento (que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons. Ligação dativa Ainda não está completo Exemplo: SO2 Não podem mais fazer ligação comum. S O S O O

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

18 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.

19 X2 H GEOMETRIA MOLECULAR Ex.: H2, N2, O2 Geometria: Linear
Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180° H

20 XY H Cl Ex.: HBr, HCl, HF Geometria: Linear Ângulo: 180°
Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180° H Cl

21 Moléculas Poliatômicas
XY2 Ex.: CO2, CS2 Moléculas Poliatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180° C O

22 Moléculas Poliatômicas
XY2 e Moléculas Poliatômicas Ex.: SO2 Geometria: Angular Ângulo: 112° S O

23 Moléculas Poliatômicas
XY22e Moléculas Poliatômicas Ex.: H2O, H2S Geometria: Angular Ângulo: 105° O H

24 Moléculas Poliatômicas
XY3 H B Ex.: BF3, BH3 Geometria: Trigonal Plana Moléculas Poliatômicas Ângulo: 120°

25 Moléculas Poliatômicas
XY3 e Moléculas Poliatômicas Ex.: NH3, PH3 Geometria: Piramidal N H Ângulo: 107°

26 Moléculas Poliatômicas
XY4 Moléculas Poliatômicas C H Ex.: CH4,CCl4 Geometria: Tetraédrica Ângulo: 109°28’

27 POLARIDADE Átomos iguais APOLAR Átomos diferentes POLAR
MOLÉCULAS DIATÔMICAS: Átomos diferentes POLAR Sobra e- : POLAR MOLÉCULAS POLIATÔMICAS: Não sobra e-: SIMETRIA APOLAR

28 O H H APOLAR POLAR H Cl C H POLAR N H SIMÉTRICA = APOLAR POLAR

29 FORÇAS INTERMOLECULARES
Moléculas Apolares Muito Fracas Baixos PF e PE Dipolo Induzido-Dipolo Instantâneo. Ex. CO2 Dipolo-Dipolo (Permanente) Ex. HCl Médias Moléculas Polares Ligação de H - H (FON) Ex. H2O Muito Fortes Altos PF e PE

30 LIGAÇÃO METÁLICA Considerações
- Os metais possuem apenas 1, 2 até 3 elétrons na camada de valência; - A camada afastada do núcleo atrai pouco aqueles elétrons - O átomo que perde elétron se transforma num cátion, o qual logo depois pode recapturar elétrons, voltando à forma de átomo neutro.

31 Fe2+ Fe LIGAÇÃO METÁLICA Retículo Cristalino Metálico
A ligação metálica possui como principal característica, elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros evidenciando-se com isto uma “nuvem” ou “mar de elétrons”. A “nuvem” ou “mar de elétrons” funciona como LIGAÇÃO METÁLICA. Retículo Cristalino Metálico Fe2+ Fe ÁTOMOS CÁTIONS MAR DE ELÉTRONS A ligação metálica não é orientada no espaço.

32 Características de compostos Metálicos:
São sólidos nas condições ambientes(Exceção Hg); Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico); Possuem altos P.F. e P.E.; Conduzem corrente elétrica e calor no estado sólido ou fundidos (elétrons livres); São Dúcteis e Maleáveis. lâminas fios

33 Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas )
LIGAS METÁLICAS – União de 2 ou mais metais e ametais com predominãncia dos elementos metálicos Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas ) Ouro 18 quilates: (Au e Cu) Aço: ( Fe e C) Bronze: (Cu e Sn) Latão: (Cu e Zn) Amálgama de Prata: (Hg e Ag) Liga leve: (Mg e Al) Solda: (Pb e Sn)