Ligacoes

8,144 views
7,949 views

Published on

Quimica

0 Comments
4 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
8,144
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
0
Actions
Shares
0
Downloads
228
Comments
0
Likes
4
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Ligacoes

  1. 1. ÁGUA AMÔNIA Prof. Agamenon Roberto
  2. 2. Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química Prof. Agamenon Roberto
  3. 3. Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camadaO SÓDIO PERDEU + – O CLORO GANHOU ELÉTRON Na Cl ELÉTRON H HOS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS Prof. Agamenon Roberto
  4. 4. Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em sua última camada Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como TEORIA DO OCTETO Prof. Agamenon Roberto
  5. 5. Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é estável e é aplicada principalmentepara os elementos do subgrupo A (representativos) da tabela periódicaH (Z = 1) 1s1 INSTÁVELHe (Z = 2) 1s2 ESTÁVELF (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 INSTÁVELNe (Z = 10) 1s2 2s2 2p6 ESTÁVELNa (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 INSTÁVEL Prof. Agamenon Roberto
  6. 6. Na maioria das vezes, os átomos que: Perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A Recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A Prof. Agamenon Roberto
  7. 7. 01) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga: a) + 1 e – 1. b) – 1 e + 2. c) + 2 e – 1. d) – 2 e – 2. e) + 1 e – 2. ALCALINOS FAMÍLIA 2A PERDE +2 TERROSOS 2 ELÉTRONS HALOGÊNIOS FAMÍLIA 7A GANHA –1 1 ELÉTRONS Prof. Agamenon Roberto
  8. 8. 02) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável formado a partir deste átomo será: a) – 2. b) – 1. c) + 1. X (Z = 13) d) + 2. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 e) + 3. ÚLTIMA PERDE 3 ELÉTRONS +3 CAMADA 3 ELÉTRONS Prof. Agamenon Roberto
  9. 9. LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE Esta ligação ocorre devido à ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA entre íons de cargas opostasNa ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade , isto é, um é METAL e o outro AMETAL Prof. Agamenon Roberto
  10. 10. LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17) Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 PERDE 1 ELÉTRON Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 RECEBE 1 ELÉTRON ++ – – Na Na Cl Cl CLORETO DE SÓDIO Prof. Agamenon Roberto
  11. 11. UMA REGRA PRÁTICAPara compostos iônicos poderemosusar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral x y C A Prof. Agamenon Roberto
  12. 12. 01) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de um composto, formado por esses elementos é: a) X2Y3. b) X6Y. X perde 3 elétrons X3+ c) X3Y. d) X6Y3. Y ganha 2 elétrons Y 2– e) XY. 3 2 X Y Prof. Agamenon Roberto
  13. 13. 02) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula: a) XY. X (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 b) XY2. c) X3Y. X perde 2 elétrons X 2+ d) XY3. Y (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 e) X2Y. 1– Y ganha 1 elétron Y 2 1 X Y Prof. Agamenon Roberto
  14. 14. A principal característica desta ligação é ocompartilhamento (formação de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes Os átomos que participam da ligação Os pares de elétrons compartilhados são covalente são contados para os dois átomos ligantes AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO Prof. Agamenon Roberto
  15. 15. É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação do par Prof. Agamenon Roberto
  16. 16. Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO (H) para formar a molécula da substância SIMPLES HIDROGÊNIO (H2) H (Z = 1) 1s1 H H FÓRMULA ELETRÔNICA H H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H H2 FÓRMULA MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto
  17. 17. Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) para formar a molécula da substância SIMPLES NITROGÊNIO (N2) N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3 FÓRMULA ELETRÔNICA N N N N FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA N2 FÓRMULA MOLECULAR
  18. 18. Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO eum átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O) H (Z = 1) 1s1 O (Z = 8) 1s2 2s2 2p4H O H FÓRMULA ELETRÔNICA O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANAH H H2O FÓRMULA MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto
  19. 19. 01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se formando a substância: Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17) a) NCl e molecular. b) NCl2 e iônica. Cl N Cl c) NCl2 e molecular. d) NCl3 e iônica. e) NCl3 e molecular. Cl N Cl 3como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente) N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3 Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Prof. Agamenon Roberto
  20. 20. 02) (UESPI) O fosfogênio (COCl2), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante, utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a partir da reação: Pág.114 CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g) Ex. 02 Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta: a) duas ligações duplas e duas ligações simples b) uma ligação dupla e duas ligações simples c) duas ligações duplas e uma ligação simples d) uma ligação tripla e uma ligação dupla e) uma ligação tripla e uma simples Cl O C Cl Prof. Agamenon Roberto
  21. 21. 03) Observe a estrutura genérica representada abaixo; H O Pág.115 X C O Ex. 02 H O Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento: a) fósforo b) enxofre c) carbono d) nitrogênio e) cloro Prof. Agamenon Roberto
  22. 22. Se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do par, a ligação será COVALENTE DATIVA ou COORDENADAA ligação dativa é indicada por uma seta que sai doátomo que cede os elétrons chegando no átomo querecebe estes elétrons, através do compartilhamento Prof. Agamenon Roberto
  23. 23. Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de enxofre (SO2), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na camada de valência FÓRMULA ELETRÔNICA S OO S O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA O FÓRMULA MOLECULAR S O2 Prof. Agamenon Roberto
  24. 24. 01) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos. Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é respectivamente igual a: Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16. Pág.114 Ex. 03 a) 4 e 3. b) 2 e 4. O C O c) 4 e 4. d) 8 e 4. e) 8 e 6. O S O Prof. Agamenon Roberto
  25. 25. 02) Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual a provável família desse elemento na classificação periódica? a) 3 A . b) 4 A . c) 5 A . X 5A d) 6 A . e) 7 A . Prof. Agamenon Roberto
  26. 26. DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETOHoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do OCTETOÁtomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons na camada de valência H Be H H Be H O berílio ficou estável com 4 elétrons na camada de valência
  27. 27. F F F F B B F FO boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto
  28. 28. Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência F F F F F F S S F F F F F F O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto
  29. 29. Cl Cl Cl Cl P PCl Cl Cl Cl Cl ClO fósforo ficou estável com 10 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto
  30. 30. Átomo que fica estável com número impar de elétrons na camada de valência O N O O N O O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons na camada de valência. Prof. Agamenon Roberto
  31. 31. Compostos dos gases nobres F F F Xe F Xe F F Recentemente foram produzidos vários compostos com os gases nobres Estes compostos só ocorrem com gases nobres deátomos grandes, que comportam a camada expandida de valência
  32. 32. 01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto? a) BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5. b) CO, NH3, HClO, H2SO3. c) CO2, NH4OH, HClO2, H2SO4. d) HClO3, HNO3, H2CO3, SO2. e) HCl, HNO3, HCN, SO3. Prof. Agamenon Roberto
  33. 33. 02) (PUC – RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra: BH3 CH4 H2O HCl XeF6 I II III IV V a) I, II e III. b) II, II e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V. Prof. Agamenon Roberto
  34. 34. A forma geométrica de uma molécula pode serobtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos as REGRAS DE HELFERICH, que podem ser resumidas da seguinte forma:
  35. 35. Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES O C O H O H Se o átomo central “A”Se o átomo central “A” não possui um ou mais pares de possui par de elétrons elétrons disponíveis, adisponíveis, a molécula é molécula é LINEAR ANGULAR Prof. Agamenon Roberto
  36. 36. Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL F F N B Cl Cl Cl F Se o átomo central “A” Se o átomo central “A” não possui par de elétrons possui par de elétrons disponíveis a geometria da disponíveis a geometria da molécula será molécula será TRIGONAL PLANA PIRAMIDAL
  37. 37. Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA Cl CCl Cl Cl Prof. Agamenon Roberto
  38. 38. Estas moléculas terão uma geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL moléculas do PCl 5 Prof. Agamenon Roberto
  39. 39. Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA moléculas do SF6 Prof. Agamenon Roberto
  40. 40. 01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas: I : BeH2 - linear. Verdadeiro II : CH4 - tetraédrica. Verdadeiro III : H2O - linear. Falso IV : BF3 - piramidal. Falso V : NH3 - trigonal plana. Falso Pode-se afirmar que estão corretas: a) apenas I e II. b) apenas II, IV e V. c) apenas II, III e IV. d) apenas I, III e V. e) todas.
  41. 41. 02) As moléculas do CH4 e NH3 apresentam, as seguintes respectivamente, as seguintes geometrias: a) quadrada plana e tetraédrica. b) pirâmide trigonal e angular. c) quadrada plana e triangular plana. d) pirâmide tetragonal e quadrada plana. e) tetraédrica e pirâmide triangular. Se o átomo central “A” CH4 possui par de elétrons N disponíveis a H H geometria da Estas moléculas terão H molécula será uma geometria PIRAMIDAL TETRAÉDRICA
  42. 42. d+ d-H Cl CLOROé mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO Prof. Agamenon Roberto
  43. 43. H H Os dois átomos possuem a mesmaELETRONEGATIVIDADE Prof. Agamenon Roberto
  44. 44. A polaridade de uma moléculaque possui mais de dois átomos é expressa peloVETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( u ) Se ele for NULO, a molécula será APOLAR; caso contrário, POLAR. Prof. Agamenon Roberto
  45. 45. O C O A resultante das forças é nula(forças de mesma intensidade, mesma direção e sentidos opostos) A molécula do CO2 é APOLAR
  46. 46. O A resultante das forças é diferente de ZEROH H A molécula da água é POLAR Prof. Agamenon Roberto
  47. 47. 01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares: a) NaCl e CCl4. b) HCl e N2. CH4, CCl4, CO2, N2, O2, Cl2. c) H2O e O2. d) CH4 e Cl2. CH4 2, O2 CO2 2 são substâncias SIMPLES, N e CCl4 Cltem geometria LINEAR e têm geometria TETRAÉDRICA e) CO2 e HF. com todos os são portanto, ligantes com todos os ligantes do do carbono iguais, portanto, é carbono iguais, portanto, são APOLARES APOLAR APOLARES Prof. Agamenon Roberto
  48. 48. 02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente de zero (molecular polar) é: a) CS2. b) CBr4. NH3 tem geometria c) BCl3. piramidal, portanto, é POLAR d) BeH2. e) NH3.
  49. 49. 03) (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes abaixo: I) CH4 II) CS2 III) HBr IV) N2 Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? S C S H Br N N moléculas moléculas moléculas LINEARES DIATÔMICAS DIATÔMICAS CH4 com ligantes com ligantes com ligantes Molécula tetraédrica que iguais são diferentes são iguais são são APOLARES POLARES APOLARES APOLARES
  50. 50. São as ligações que resultam da interação ENTRE MOLÉCULAS, isto é, mantêm unidas moléculas de uma substânciaAs ligações INTERMOLECULARES podem ser em: Dipolo permanente – dipolo permanente Dipolo induzido – dipolo induzido ou forças de dispersão de London Ponte de hidrogênio Prof. Agamenon Roberto
  51. 51. Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA damolécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha + – + – + – – + – + – +
  52. 52. Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento – H H – H HSe, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO,isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS
  53. 53. Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido H F H F F H F H Prof. Agamenon Roberto
  54. 54. O H H H H O O H H O H H H O H O H H As pontes de hidrogênio são mais intensas queas forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que as interações dipolo – dipolo induzido
  55. 55. 01) Compostos de HF, NH3 e H2O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores quando comparados com H2S e HCl, por exemplo, devido às: a) forças de Van Der Waals. b) forças de London. c) pontes de hidrogênio. d) interações eletrostáticas. e) ligações iônicas. Prof. Agamenon Roberto
  56. 56. 02) (UCDB-DF) O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 100°C. Nas três mudanças de estados físicos, respectivamente, são rompidas: a) ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações iônicas. c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e interações de Van der Waals. Prof. Agamenon Roberto
  57. 57. 03) Considere o texto abaixo. I“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por................................. PONTES DE HIDROGÊNIO No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por II FORÇAS DE VAN DER WAALS ...................................... . Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura MAIOR III ................ do que a do gelo seco.”Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos,respectivamente, por:a) Forças de London, pontes de hidrogênio e menor.b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der Waals e maior.c) Forças de Van der Waals, pontes de hidrogênio e maior.d) Forças de Van der Waals, forças de London e menor.e) Pontes de hidrogênio, pontes de hidrogênio e maior. Prof. Agamenon Roberto

×