Aula i fbaiano_ligações químicas

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Aula de Ligações Químicas

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Aula i fbaiano_ligações químicas

  1. 1. Professor: Saulo Luis Capim Disciplina: Química Geral Agosto / 2013 Ligação química
  2. 2. 1. A importância das Ligações Químicas no nosso cotidiano.  As substâncias possuem características diferentes, em razão do tipo de ligação química existente entre os átomos de seus elementos, entre outros motivos.  Sempre que átomos ou íons estão ligados a outros átomos, dizemos que existe uma ligação química entre eles.
  3. 3. 1. A importância das Ligações Químicas no nosso cotidiano. Pentaceno Nanografeno
  4. 4. As ligações químicas classificam-se em: • ligações intramoleculares: - ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”; - responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos; - são elas: iônica, covalente e metálica. • ligações (ou forças) intermoleculares: - ocorrem entre as “moléculas”; - responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos; - são elas: íon-dipolo; dipolo-dipolo, dipolo-induzido e ligação de hidrogênio.
  5. 5. 2. Ligações Químicas: Ligação Iônica, Ligação Covalente e Ligação Metálica.  Em 1916, Lewis descreveu uma teoria muito simples e elegante para o esclarecimento das ligações químicas:  Lewis, cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para atingir um total de oito elétrons. ligação simples ligação dupla ligação tripla
  6. 6. 2. Ligações Químicas: Ligação Iônica, Ligação Covalente e Ligação Metálica.  No caso do Be e B que apresentam menos de quatro elétrons na camada de valência;  No caso do PF5 que possui dez elétrons na camada de valência;  No caso das moléculas com número ímpar de elétrons. Excessões à regra do octeto
  7. 7. 2.1. Ligação Iônica  Resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. 11Na [Ne] 3s1 Na+1 [Ne] K L M 2 8 0 17Cl [Ne] 3s2 3p5 Cl-1 [Ar] K L M 2 8 8 Na Cl Na+ Cl- NaCl
  8. 8. CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS: * são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos); * são duros e quebradiços;
  9. 9. * conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução; * possuem alto ponto de fusão e de ebulição.
  10. 10. 2.2. Ligação Metálica  É a força atrativa que mantém metais puros unidos.
  11. 11. 2.3. Ligação Covalente  Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. C - 4 e- + 4 e- C- 4C+ 4 NÃO OCORRE C + 4 H C H H H H ou C HH H H
  12. 12. • ligação covalente simples: • ligação covalente dupla:
  13. 13. • ligação covalente tripla: • molécula de metano:
  14. 14. ON F F F F F F S BeF F exceções à regra do octeto: número ímpar de elétrons (radical livre) mais de 8 elétrons o caso da ligação covalente dativa ou coordenada: menos de 8 elétrons
  15. 15. ON 2.3.1 CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS MOLECULARES: * podem ser encontradas nos três estados físicos à temperatura ambiente; * ponto de fusão e ebulição, geralmente, inferiores ao das substâncias iônicas; * quando puras não conduzem corrente elétrica; * algumas substâncias conduzem corrente elétrica quando em solução (ionização);
  16. 16. 2.4 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES: a) Ligações Polares: entre átomos diferentes. b) Ligação Apolar: entre átomos iguais.
  17. 17.  Qual o composto se espera formar na combinação dos seguintes pares de elementos, indicando também o tipo de ligação formada.  a) Ca(cálcio) e F(flúor)  b) C(carbono) e O(oxigênio)  c) P(fósforo) e Cl(cloro)
  18. 18. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)  Superposição: mesma região do espaço  Maior superposição, mais forte a ligação.  Par de elétrons: partilhado na região de superposiçào.  Apenas 2 elétrons com spins opostos podem se superpor.
  19. 19. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)  Uma ligação é formada quando um orbital atômico de um átomo sobrepõe-se ao orbital atômico de outro átomo.
  20. 20. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)  Quando o emparelhamento se dá através de orbitais segundo o eixo de ligação dos átomos, as ligações denominam-se σ(Sigma).  Os orbitais que geralmente formam ligações σ são os orbitais s e p Formação da Ligação σ (Sigma) Emparelhamento do spin entre dois orbitais s
  21. 21. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV) Formação da Ligação σ (Sigma emparelhamento do spin entre um orbital s e outro orbital p Emparelhamento do spin entre dois orbitais pEmparelhamento do spin entre dois orbitais p
  22. 22. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)  Quando a sobreposição dos orbitais ocorre no plano da ligação, as ligações denominam-se π (pi).  Os orbitais que geralmente formam ligações π são os orbitais p
  23. 23. 4. GEOMETRIA MOLECULAR: * É a forma espacial das moléculas (orientação dos átomos no espaço); A geometria de uma molécula pode afectar as propriedades físicas e químicas, como o ponto de fusão, ebulição, densidade, etc. * Primeiramente, deve-se montar a estrutura de Lewis da molécula: • 1) Somar o número de elétrons da camada de valência de cada átomo; • 2) Escolher o átomo central (geralmente o menos eletronegativo) e fazer uma ligação para cada átomo ligante; • 3) Completar o octeto dos átomos ligantes.Os pares que sobrarem são colocados no átomo central;
  24. 24. • 4) Faça a pergunta: Todos os elementos têm o octeto completo? • 5) Completar o octeto do átomo central, formando ligações duplas e triplas. • 6) Se o átomo central for um elemento do 3º período em diante, observar a hipervalência; • 7) Determinar a geometria através da T.R.P.E.C.V.:(teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência) “os pares de elétrons, ligantes e não ligantes, de uma molécula se interagem e se dispõem espacialmente de modo que a repulsão entre eles seja a menor possível.”
  25. 25. 4.1 Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)  O modelo VSEPR fornece um método confiável de se prever as formas das moléculas e íons poliâtomicos, bem como os ângulos entre ligações de átomos vizinhos.
  26. 26. 5. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS: a) Moléculas Polares Diatômicas: formada por átomos diferentes.Ex: HCl, HF etc. Molécula que sobra elétrons no átomo central.
  27. 27. Água é uma molécula polar, pois o oxigênio é mais eletronegativo do que o hidrogênio, e, então, os elétrons são atraídos para próximo do oxigênio.
  28. 28. b) Moléculas Apolar: Diatômicas: formada por átomos iguais. Ex: O2, N2 etc. Substâncias simples: O3, P4, S8 etc. Molécula que não sobra elétrons no átomo central.
  29. 29. O conjunto das forças intermoleculares é chamado de forças de Van der Waals. 6 Forças intermoleculares
  30. 30. Intensidade das forças intermoleculares Dipolo instantâneo- -dipolo induzido Dipolo permanente- -dipolo permanente Ligações de hidrogênio AUMENTA A INTENSIDADE DAS FORÇAS INTERMOLECULARES 6 Forças intermoleculares
  31. 31. Moléculas polares Ligações de hidrogênio na água 6 Forças intermoleculares
  32. 32.  Apresentam momentos de dipolo ≠ de zero.  O átomo mais eletronegativo atrai os elétrons, surge uma carga elétrica parcial negativa e, ao redor do átomo menos eletronegativo, surge uma carga elétrica parcial positiva. Moléculas polares 6 Forças intermoleculares
  33. 33.  Apresentam momento de dipolo = a zero.  Em substâncias simples, apresentam cargas elétricas distribuídas homogeneamente em sua extensão. Moléculas apolares 6 Forças intermoleculares
  34. 34. Forças intermoleculares e ponto de ebulição Mesmo tipo de interação Mesmo tamanho da molécula Massas moleculares próximas Forças intermoleculares mais intensas Maior P.E. Maior P.E. 6 Forças intermoleculares
  35. 35. Forças intermoleculares e ponto de ebulição Ponto de ebulição dos hidretos das famílias 4A, 5A, 6A e 7A 6 Forças intermoleculares
  36. 36. Um professor decidiu decorar seu laboratório com um “relógio de Química” no qual, no lugar das horas, estivessem alguns elementos, dispostos de acordo com seus respectivos números atômicos, como mostra a figura. Indique a fórmula mínima e o tipo de ligação do composto eletricamente neutro que é formado quando o relógio do professor marca: a) nove horas. b) sete horas e cinco minutos. RESPOSTA: MgF2: ligação iônica 1EXERCÍCIOSESSENCIAIS RESPOSTA: NH3: ligação covalente
  37. 37. (Unicamp-SP) Observe as seguintes fórmulas eletrônicas (fórmulas de Lewis): Consulte a Classificação Periódica dos Elementos e escreva as fórmulas eletrônicas das moléculas formadas pelos seguintes elementos: a) fósforo e hidrogênio. EXERCÍCIOSESSENCIAIS 2 RESPOSTA:
  38. 38. b) enxofre e hidrogênio. c) flúor e carbono. EXERCÍCIOSESSENCIAIS 3 RESPOSTA: RESPOSTA:
  39. 39. (UFC-CE) As forças intermoleculares são responsáveis por várias propriedades físicas e químicas das moléculas, como, por exemplo, a temperatura de fusão. Considere as moléculas de F2, Cl2 e Br2. a) Quais as principais forças intermoleculares presentes nessas espécies? b) Ordene essas espécies em ordem crescente de temperatura de fusão. RESPOSTA: As forças intermoleculares presentes são do tipo interações de Van der Waals (dipolo instantâneo-dipolo induzido). EXERCÍCIOSESSENCIAIS 4 RESPOSTA: F2, Cl2 e Br2

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