Carregar apresentação
A apresentação está carregando. Por favor, espere
1
LIGAÇÕES QUÍMICAS
2
Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.
3
Exemplo: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s (K=2 – L=8 – M=1) o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. 11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).
4
Ligação Iônica ou Eletrovalente:
Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion) Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO.
5
Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
11Na – 1 (tende a ceder um elétron) 17Cl – 7 (tende a receber um elétron)
7
Estrutura cristalina do NaCl sólido
8
Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
20Ca ( tende a ceder 2 elétrons) 17Cl (tende a receber um elétron)
9
Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:
Família Carga dos íon 1A ou 1 +1 2A ou 2 +2 3A ou 13 +3 5A ou 15 - 3 6A ou 16 - 2 7A ou 17 e o H - 1
10
Fórmula Molecular: Al2O3
Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O). Al (3A) : 2 – / O (6A) : 2 – 8 - 6 Fórmula Molecular: Al2O3
11
Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
Características dos Compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambiente; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.
13
Ligação Covalente ou Molecular
Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. Ocorre normalmente entre: AMETAL e AMETAL ou AMETAL e HIDROGÊNIO
14
Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana
Exemplos: 1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 17Cl : (tende a receber 1e-) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular Cl2
15
Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana
2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 6C : ( tende a receber 4e-) 8O : (tende a receber 2e-) Fórmula eletrônica ou de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular CO2
16
Ligação Covalente Dativa ou Coordenada:
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon.
17
Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural
18
Principais características dos compostos moleculares:
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso; possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos; Não conduzem a corrente elétrica (com algumas exceções. Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água).
19
Determinação do Caráter de uma Ligação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade (E): Ligação Iônica E ≥ 1,7 Ligação Covalente E < 1,7 Exemplos: HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0, Ligação Covalente NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2, Ligação Iônica
20
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade.
Polaridade de Ligações Ligação Covalente Apolar: Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: H2 H H
21
H Cl 2. Ligação Covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades. Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+). Exemplo: HCl H Cl -
22
Ligação Metálica: Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).
Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.
23
Esquema da Ligação Metálica
24
(toda molécula biatômica é linear)
Geometria Molecular: Tipo de Molécula Geometria X2 e XY linear (toda molécula biatômica é linear) XY2 se X é da família 6A: angular XY3 trigonal plana se X é da família 5A: piramidal XY4 tetraédrica
30
MOLÉCULA APOLAR é simétrica
Polaridade de Moléculas: MOLÉCULA APOLAR é simétrica Em uma molécula apolar existe uma simetria Ex: CO2
31
MOLÉCULA POLAR As moléculas polares geralmente são assimétricas. Ex: H2O
32
Princípio Geral da Solubilidade:
(“semelhante dissolve semelhante”) Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3) e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2).
33
Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)
Forças Intermoleculares: I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido (Forças de Van Der Waals ou Forças de London): São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)
35
II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente:
São interações que ocorrem entre moléculas polares. Exemplo: molécula do HCl
36
III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:
40
Dipolo - Dipolo Permanente Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido
Intensidades das Forças Intermoleculares: Ponte de Hidrogênio > Dipolo - Dipolo Permanente Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido
41
Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição:
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias: O tamanho das moléculas: Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE. A intensidade das forças intermoleculares: Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE.
42
O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):
Apresentações semelhantes
