Ligações químicas

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Ligações químicas

  1. 1. LIGAÇÕESQUÍMICAS
  2. 2. Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem,tenderão a adquirir a configuração dogás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.
  3. 3. Exemplo: 11 Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (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. Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) 11 Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).
  4. 4. Ligação Iônica ou Eletrovalente:• Caracteriza-se pela transferência de elétrons deum átomo que perde elétrons para outro átomo queganha elétrons.•Atração eletrostática entre íons de cargas opostas(cátion e ânion)• Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO.
  5. 5.  Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)11 Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)17
  6. 6. oo ooNa x + o Cl o o [ Na ] + + [ x Cl o ] - o o oo oo [Na]+ [Cl]- NaCl
  7. 7. Estrutura cristalina do NaCl sólido
  8. 8.  Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)20 Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)17 oo o o Cl oo o oo x + 2 [ Cl ] - 2+ xCa x + [ Ca ] o oo o o oo o o Cl oo o CaCl2
  9. 9. •Método Prático para Escrever a Fórmula de umComposto Iônico: x+ y- [ CÁTION ] y [ ÂNION ] x Família Carga dos íon 1A +1 2A +2 3A +3 5A -3 6A -2 7A /H -1
  10. 10. Exemplo: Composto iônico formado pelos elementosAlumínio (Al) e Oxigênio (O).Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6 3+ 2- [ Al ] 2 [O]3 Fórmula Molecular: Al2O3
  11. 11. • Características dos Compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambiente; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Conduzem a corrente elétrica quando fundidosou em solução aquosa, devido à presença de íonslivres.
  12. 12. Ligação Covalente ou Molecular• Caracteriza-se pelo compartilhamento(emparelhamento) de elétrons.• Ocorre normalmente entre: AMETAL e AMETAL ou AMETAL e HIDROGÊNIO
  13. 13. Exemplos:1- Ligação química entre 2 átomos decloro17 Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-) Fórmula estrutural Fórmula plana Fórmula eletrônica ou molecular de Lewis oo xx Cl x o ox o Cl x Cl Cl oo xx Cl2
  14. 14. 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-)O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)8 Fórmula Fórmula Fórmula eletrônica ou estrutural molecular de Lewis plana xx x o o x xx O x oC o x xx O xx O C O CO2
  15. 15. • 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.
  16. 16. Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre) Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural
  17. 17. • Principais características doscompostos moleculares:Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;possuem pontos de fusão e ebulição geralmentebaixos;Não conduzem a corrente elétrica (com algumasexceções.Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (porexemplo: água).
  18. 18. • Polaridade de Ligações1. Ligação Covalente Apolar:Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade.Exemplo: H2 H H
  19. 19. 2. Ligação Covalente Polar: Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades. Em torno do átomo mais eletronegativo se formará umacarga parcial negativa (δ-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (δ+).Exemplo: HCl δ+ δ- H Cl
  20. 20. • Ligação Metálica:Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).Como os metais possuem uma baixaeletronegatividade, os mesmos perdem seuselétrons muito facilmente. Esses elétrons livresformam uma nuvem eletrônica que mantém osíons metálicos sempre unidos formando achamada ligação metálica.
  21. 21. Esquema da Ligação Metálica
  22. 22. • Geometria Molecular: Tipo de Geometria Molécula linear X2 e XY (toda molécula biatômica é linear) se X é da família 6A: XY2 linear angular trigona se X é da família 5A: XY3 l plana piramidal XY4 tetraédrica
  23. 23. •Polaridade de Moléculas:MOLÉCULA APOLAR ⇒ µR = 0Em uma molécula apolar o vetor momento dipolarresultante (µR ) é igual a zero.Ex: CO2O=C=O ⇒ O← Cµ O → ⇒ µ r = Zero µ
  24. 24. MOLÉCULA POLAR ⇒ µ R ≠ 0Em uma molécula polar, o vetor momentodipolar resultante (µR) é diferente de zero.Ex: H2O O ⇒ O ⇒ µ r ≠ Zero (polar) H H H H
  25. 25. • 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).
  26. 26. • Forças Intermoleculares:I- Interações Dipolo Instantâneo - DipoloInduzido (Forças de Van Der Waals ou Forças deLondon):São interações que ocorrem entre moléculas apolares ougases nobres nos estados sólido e líquido. Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)
  27. 27. II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente: São interações que ocorrem entre moléculas polares.Exemplo: molécula do HCl
  28. 28. III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:
  29. 29. Intensidades das Forças Intermoleculares: Dipolo P onte de Dipolo - Dipolo Instantâneo - > > Hidrogênio P ermanente Dipolo Induzido
  30. 30. •Relação entre as Forças Intermoleculares e osPontos de Fusão e Ebulição:Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:a. 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.
  31. 31. O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos deebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dosnúmeros atômicos (aumento do tamanho):

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