LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)

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

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

3 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  

4 C N C GEOMETRIA MOLECULAR 2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços”
“Braços” são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central. C N x x C 2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços”

5 Moléculas Diatômicas - Linear Moléculas Poliatômicas:
Sobra e-: ANGULAR 2 “Braços” Ñ sobra e-: LINEAR H2O CO2 Sobra e-: PIRAMIDAL 3 “Braços” Ñ sobra e-: TRIGONAL NH SO3 4 “Braços” TETRAÉDRICA CH4

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

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

8 Moléculas Poliatômicas
XY2 Ex.: CO2, CS2 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180° C O

9 Moléculas Poliatômicas
XY2 e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: SO2 Geometria: Angular Ângulo: 112° S O

10 Moléculas Poliatômicas
XY22e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: H2O, H2S Geometria: Angular Ângulo: 105° O H

11 Moléculas Poliatômicas
XY3 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: BF3, BH3 H B Geometria: Trigonal Plana Ângulo: 120°

12 Moléculas Poliatômicas
XY3 e 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: NH3, PH3 Geometria: Piramidal Ângulo: 107° N H

13 Moléculas Poliatômicas
XY4 C H 4 “Braços” Moléculas Poliatômicas Ex.: CH4,CCl4 Geometria: Tetraédrica Ângulo: 109°28’

14 Geometria das moléculas orgânicas
Com 1 átomo de carbono: Linear (2 ligações duplas ou 1 simples e 1 tripla)- Insaturado Trigonal Plano ( 1 dupla e 2 simples) – insaturado Tetraédrico (4 ligações simples)- saturado

15 Geometria das moléculas orgânicas
Moléculas orgânicas maiores: Observa-se geometria dos carbonos (ligações de cada carbono)

16 Polaridade das ligações químicas
Elas podem ser : POLARES E APOLARES

17 Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes
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).

18 Pólo: é a região com acúmulo de carga elétrica.
H Cl  -  + (Pólo)

19 Eletronegatividade É uma propriedade periódica importante.
É a tendência que um átomo possui em atrair elétrons. A eletronegatividade pode também ser chamada de caráter não-metálico. Sua variação: - Grupo: aumenta de baixo para cima. - Período: aumenta da esquerda para a direita.

20 O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos
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 eqüidistante aos dois núcleos

21 Polaridade da Ligação Iônica
Escala de eletronegatividade de Linus Pauling em ordem crescente: METAIS, H, P,C, S, I, Br, Cl, N, O, F A ligação Iônica é sempre polar, pois a diferença de eletronegatividade é muito grande (metal e não-metal)

22 Polaridade de moléculas
Nº de nuvens Nº de átomos iguais eletrônicas ao redor = ligados ao átomo do átomo central central Molécula apolar

23 Polaridade de moléculas
Nº de nuvens Nº de átomos iguais eletrônicas ao redor ≠ ligados ao átomo do átomo central central Molécula polar

24 Polaridade de moléculas
Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares. Ex. O2 Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são sempre polares. Ex. HF

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

26 Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos)
Metano (CH4), eteno ou etileno (C2H4), etino ou acetileno (C2H2), tetracloreto de carbono (CCl4), são APOLARES Hidrocarbonetos com cadeias maiores, são apolares ou têm baixa polaridade (ex. frações do petróleo)

27 Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos)
Óleos e gorduras – polaridade praticamente nula. Metanol (H3C-OH), éter dimetílico (H3C-O-CH3), são POLARES

28 Ligações ou Forças Intermoleculares
Essas ligações mantém as moléculas unidas nos estados sólido (muito juntas e quase sem liberdade) e líquido (mais ou menos próximas e com movimento médio) e quando são rompidas, as moléculas passam para o estado gasoso (muito separadas, com muita liberdade).

29 Ligações ou Forças Intermoleculares
Quanto maior a intensidade dessas forças ou ligações, menos volátil é a substância. Estas ligações dependem, preponderantemente, da polaridade que a substância possui. Ex: As colas interagem por meio de ligações intermoleculares com os objetos a serem colados.

30 Ligações ou Forças Intermoleculares
Se a substância for polar a ligação será chamada de dipolo-dipolo ou dipolo permanente- dipolo permanente, onde a principal ligação é a ponte de hidrogênio; O pólo negativo de uma molécula atrai o pólo positivo da molécula vizinha e o positivo atrai o negativo. Ex: HCl.

31 A Força Dipolo- Dipolo:
É independente de um meio externo à molécula para sua existência. Suas principais características são: Ocorre em compostos polares; Os compostos possuem em sua estrutura pólos bem definidos. Estes pólos são chamados de dipolos permanentes;

32 Forças por Dipolo-dipolo
Em compostos polares, como o HBr, temos a constituição de dipolo permanente entre os elementos que constituem a molécula: A diferença de eletronegatividade e a geometria molecular determinam a formação do dipolo permanente. Ocorre uma atração eletrostática entre os pólos positivo e negativo do composto. Note que esta atração independe de meio externo à molécula: Forças de dipolo permanente +H Br - +H Br - +H Br - +H Br - +H Br - +H Br -

33 Ligações ou Forças Intermoleculares
Se a substância for apolar a ligação será chamada de dipolo instantâneo- dipolo induzido; Força de London (ou Força de Van der Walls para alguns autores). São forças muito fracas. Ex: H2 A força de Van der Walls ocorre em todas as substâncias, polares ou apolares, mas é a única das apolares.

34 Dipolo instantâneo- dipolo induzido
Dependem de um fator externo à molécula para que possam existir. O fator pode ser a pressão, carga elétrica,etc. Este fator externo provoca uma ligeira polarização (dipolo induzido ) no composto apolar;

35 Dipolo instantâneo- dipolo induzido
São consideradas forças fracas pois facilmente podem ser extintas, basta para tanto que o fator externo seja impedido de ter sua atuação; Os principais exemplos de compostos que possuem este tipo de força intermolecular são os hidrocarbonetos.

36 Van der Walls Johannes Diderik Van der Walls, Leiden Amsterdan físico holandês que estabeleceu uma equação do estado dos fluídos com maior exatidão do que a dos gases perfeitos. Descobre a lei dos estados correspondentes, porém, seu estudo de maior importância relacionou as forças de atração entre as moléculas, que lhe conferiu o Prêmio Nobel de Física em 1910.

37 Forças de Van der Walls ou de London
Os compostos apolares, em geral, estão na fase gasosa, possuindo suas moléculas bem separadas: Moléculas apolares Quando um fator externo ( no caso a pressão ) atua ocorre o desenvolvimento de um dipolo induzido: Dipolo Pressão causa uma aproximação induzido entre as moléculas surgindo, assim, o dipolo induzido.

38 Pontes de Hidrogênio São ligações entre moléculas polares, que se estabelecem quando o hidrogênio, muito polarizado, de uma molécula, une-se com o F, O, N de outra molécula, em conseqüência da atração eletrostática provocada pela grande polaridade dos elementos (são muito fortes).

39 Pontes de Hidrogênio Principais características:
Ocorrem em compostos muito polarizados; O hidrogênio deve estar ligado a F, O, N O ( HF ) é o único caso de pontes de hidrogênio na fase gasosa. H2O e NH3 também são casos de pontes de hidrogênio.

40 FORÇAS INTERMOLECULARES
Pontes de H Moléc. Polares Com H ligado a FON Muito Fortes Altos PF e PE Forças de Van Der Waals Dipolo-Dipolo (Permanente) Moléc. Polares Médias Dipolo Instantâneo- Dipolo Induzido Apolares Muito Fracas Baixos PF e PE

41 Propriedades Físicas dos Compostos
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição Em geral, os pontos de fusão e ebulição das substâncias podem ser previstos através de: Quanto maior o mol d uma substância maiores serão suas propriedades físicas, Quando mais intensa a força da atração molecular maiores serão as propriedades físicas. Assim, em resumo, temos: Ligações Pontes de Dipólo Van der iônicas hidrogênio permanente Walls Sólido Líquido Gasoso

42 Propriedades Físicas dos Compostos
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição: Em geral, os pontos de fusão e ebulição das substâncias podem ser previstos através de: Quanto maior o mol de uma substância maiores serão suas propriedades físicas, Quando mais intensa a força da atração molecular maiores serão as propriedades físicas.

43 Propriedades Físicas dos Compostos
Solubilidade É a propriedade que um composto apresenta de ser disseminado em outro através de pequenas partículas. Um exemplo deste fenômeno é a dissolução de uma pequena quantidade de sal de cozinha em água.

44 Propriedades Físicas dos Compostos
Regra de Prática Solubilidade: Semelhante tende a dissolver Semelhante

45 Observações: Os solventes polares mais comuns são H2O, NH3 e álcool,
Os solventes apolares mais comuns são o CCl4, CS2, C6H6 e os hidrocarbonetos. Os solutos são substâncias dissolvidas em outras chamadas de solventes.

46 Tamanho da cadeia carbônica e solubilidade
A solubilidade diminui com o aumento da cadeia carbônica. O metanol (H3C-OH) se dissolve bem em água, pois o OH é polar, mas se um álcool tiver um número grande de carbonos e hidrogênios, se assemelha a hidrocarboneto e predomina a parte apolar, diminuindo a solubilidade.

47 Grupos hidrófobos e hidrófilos
Hidrófilos: são as partes polares de uma molécula. Ex: -OH, -NH2, -COOH. Quanto maior o nº desses grupos, maior será a tendência de a substância se solubilizar em água.

48 Grupos hidrófobos e hidrófilos
Hidrófobos: São as partes apolares de uma molécula. Quando estão em grande quantidade não deixam que a substância se dissolva bem em água.

49 Livro didático: Química na abordagem do cotidiano; vol 3, Peruzzo/Canto Capítulo 4, da página 70 à 91 Exercícios sobre todo o capítulo: da página 88 à 91.