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Aula i fbaiano_ligações químicas

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  • 1. Professor: Saulo Luis Capim Disciplina: Química Geral Agosto / 2013 Ligação química
  • 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. 1. A importância das Ligações Químicas no nosso cotidiano. Pentaceno Nanografeno
  • 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. 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. 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. 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. CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS: * são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos); * são duros e quebradiços;
  • 9. * conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução; * possuem alto ponto de fusão e de ebulição.
  • 10. 2.2. Ligação Metálica  É a força atrativa que mantém metais puros unidos.
  • 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. • ligação covalente simples: • ligação covalente dupla:
  • 13. • ligação covalente tripla: • molécula de metano:
  • 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. 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. 2.4 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES: a) Ligações Polares: entre átomos diferentes. b) Ligação Apolar: entre átomos iguais.
  • 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. • 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. 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. 5. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS: a) Moléculas Polares Diatômicas: formada por átomos diferentes.Ex: HCl, HF etc. Molécula que sobra elétrons no átomo central.
  • 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. 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. O conjunto das forças intermoleculares é chamado de forças de Van der Waals. 6 Forças intermoleculares
  • 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. Moléculas polares Ligações de hidrogênio na água 6 Forças intermoleculares
  • 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.  Apresentam momento de dipolo = a zero.  Em substâncias simples, apresentam cargas elétricas distribuídas homogeneamente em sua extensão. Moléculas apolares 6 Forças intermoleculares
  • 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. Forças intermoleculares e ponto de ebulição Ponto de ebulição dos hidretos das famílias 4A, 5A, 6A e 7A 6 Forças intermoleculares
  • 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. (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. b) enxofre e hidrogênio. c) flúor e carbono. EXERCÍCIOSESSENCIAIS 3 RESPOSTA: RESPOSTA:
  • 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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