ligações químicas (3)

Professoras Cristina Ferraz, Jane Moreira e Rosecler Machado

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Ligações Químicas


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Ligações- Poucos elementos encontram-se naturalmente no estado atômico, geralmente os átomos dos elementos se ligam entre si.

K L M NHélio 2Neônio 2 8Argônio 2 8 8Criptônio 2 8 18 8

- Configuração estável: com 2 elétrons na camada K, ou com 8 elétrons na última camada.


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Ligação IônicaA energia requerida para a formação de ligações iônicas é fornecida pela atração coulômbica entre os íons de cargas opostas num retículo cristalino.

Estes íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outros elementos.


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A configuração estável pode ser obtida de duas maneiras:

Ligação Iônica: É o resultado da atração eletrostática de íons com cargas opostas.

Ex:NaCl = cloreto de sódio AgCl = cloreto de prataMgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássioLiH = hidreto de lítioMgCl2 = cloreto de magnésioAlF3 = fluoreto de lítioAl2S3 = sulfeto de alumínio

Faça as ligações das substâncias acima:


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Retículos Cristalinos: Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions empacotados em um arranjo regular.

Cl- Na+

Na+ Cl-

Cl- Na+

Na+ Cl-


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Cl- Na+

Na+ Cl-

Cl- Na+

Na+ Cl-

Cl

Na+

Na+

Cl-

Cl- Na+

Na+ Cl-

Cl- Na+

Na+ Cl-

Cl

Na+

Na+

Cl-


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Ocorre geralmente entre METAIS e

AMETAIS com de eletronegatividade > 1,7.

LIGAÇÃO IÔNICA


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Metais:

Eletropositivos

Perdem elétrons

Viram Cátions(+)

Ametais:

Eletronegativos

Ganham elétrons

Viram Ânions(-)

Al Al+3 + 3e-

S + 2e- S-2


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Fórmulas Iônicas

Al X

x

x

Al X

x

x

Al2O3

Al+3 O-2

O

O

O

Fórmula-íonFórmula de Lewis

ou Eletrônica


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Características de compostos Iônicos:

• São sólidos nas condições ambientes;

• São duros e quebradiços;

• Possuem altos P.F. e P.E.;

• Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ;

• Formam retículos cristalinos.

Na+

Na+

Na+

Na+Cl-

Cl-

Cl-

Cl-


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Ligação Covalente Lewis propôs que uma ligação covalente é um

par de elétrons compartilhado por 2 átomos.Ex:

H H = H2 Cl Cl = Cl2

O = O2O

“Os elementos não metálicos formam ligações covalentes entre si pelo compartilhamento de elétrons”.


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Ocorre geralmente entre AMETAIS eHIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a

de eletronegatividade < 1,7.

LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)


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Ligações covalentes normaisFórmula de Lewis

Fórmula estrutural Fórmula molecular

H

H

OO

NN

H H

O O

N N

H2

N2

O2

Lig. Covalente Simples

Lig. Covalente Dupla

Lig. Covalente Tripla

1 sigma

1 sigma + 1 pi

1 sigma + 2 pi


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1) 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 HO par eletrônico é eqüidistante

aos dois núcleos


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2) 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).

H Cl + -


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Ligação Coordenada (DATIVA)Só acontece quando um elemento

(que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons.

Exemplo:

SO2

SO O

Não podem mais fazer ligação comum.

Ainda não está completo

Ligação dativa

S OO


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A B

Orbitais moleculares

e

A B

A B

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 .


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Características de Compostos Moleculares:

• São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente);

• Possuem baixos P.F. e P.E.;

• Não conduzem corrente elétrica (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ;

• São formados por moléculas.


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H H

X2Ex.: H2, N2, O2

Geometria: Linear

Ângulo: 180°

Moléculas Diatômicas

GEOMETRIA MOLECULAR


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XYEx.: HBr, HCl, HF

Geometria: Linear

Ângulo: 180°

H Cl

Moléculas Diatômicas


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XY2Ex.: CO2, CS2

Geometria: Linear

Ângulo: 180°

C OO

Moléculas Poliatômicas


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Ex.: SO2

Geometria: Angular

Ângulo: 112°

XY2 e


S

O O


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Ex.: H2O, H2S

Geometria: Angular

Ângulo: 105°

XY22e


O

H H


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XY3Ex.: BF3, BH3

Geometria: TrigonalPlana

Ângulo: 120°

H

H

HB



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Ex.: NH3, PH3

Geometria: Piramidal

Ângulo: 107°

XY3 e


NH H

H


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Ex.: CH4,CCl4

Geometria: Tetraédrica

Ângulo: 109°28’

XY4

CH

H

HH



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POLARIDADE

MOLÉCULAS DIATÔMICAS:

Átomos iguais APOLAR

Átomos diferentes POLAR

MOLÉCULAS POLIATÔMICAS:

Sobra é: POLAR

Não sobra é: SIMETRIA


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H H

H Cl

C

H

H

H

H

O

H H

N

H H

H

APOLAR

POLAR

POLAR

POLARSIMÉTRICA = APOLAR


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FORÇAS INTERMOLECULARES

Pontes de HMoléc. PolaresCom H ligado a FON

Muito FortesAltos PF e PE

Forças de Van Der Waals

Dipolo-Dipolo(Permanente)

Moléc.Polares

Médias

Dipolo Induzido-Dipolo Instantâneo

Moléc. Apolares

Muito FracasBaixos PF e PE


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Ocorre entre metais e possui como principalcaracterística, elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros no retículo (Mar de elétrons).

Fe2+

Fe2+

Fe Fe2+

FeFe

Fe

Fe2+Retículo CristalinoMetálico

LIGAÇÃO METÁLICA

• ÁTOMOS

• CÁTIONS

• ELÉTRONS LIVRES


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Características de compostos Metálicos:

• São sólidos nas condições ambientes(Exceção Hg);

• Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico);

• Possuem altos P.F. e P.E.;

• Conduzem corrente elétrica no estado sólido ou fundidos (elétrons livres);

• São Dúcteis e Maleáveis.

fios lâminas


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Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas )• Ouro 18 quilates: (Au e Cu)

• Aço: ( Fe e C)

• Bronze: (Cu e Sn)

• Latão: (Cu e Zn)

• Metal monel: (Ni e Cu)

• Amálgama de Prata: (Hg e Ag)

• Liga leve: (Mg e Al)

• Solda: (Pb e Sn)


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Principais ligações no cotidiano• Elementos do Solo: O2 = 46,71%; Si = 27,69%

formadores de Al2O e Fe2O3; nitrato e carbonatos do solo

• Presença de CaCO3 dureza temporária da água e presença de cloretos dureza permanente.

• Nutrientes ligados há: K = cerca de 60 enzimas são ativadas pelo potássio deficiência de K, encurtamento de caule, aparecimento da cor parda e morte dos tecidos (pontas e margens)Ca = ajuda no crescimento das raízes, aumenta a resistência da planta, fixação do N2 na leguminosas

deficiência de Ca, raízes pouco desenvolvidas.


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Principais ligações no cotidiano• Mg = ajuda na síntese da clorofila, se não

tiver não faz fotossíntes

• Solos com alto teor de Al afeta o desenvolvimento radicular do milho e afetam as estruturas reprodutivas (Ciclo do N2)

• Ciclo do fasfato = ciclo do fósforo = auxilia na manutenção da floração nos campos.

• Ciclo do enxofre = aminoácidos = poluição = chuva ácida28

ligações químicas (3)

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