ligaÇÕes quÍmicas
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Menos estáveis. Átomos isolados. Energia. Mais estáveis. Átomos ligados. LIGAÇÕES QUÍMICAS. Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Definições. - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos isolados
Átomos ligados
En
ergi
a
Definições Estado Natural dos Átomos: os átomos são encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade.
Estabilidade química: os átomos precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons da última camada.
Camada de Valência: as ligações químicas, de um modo geral, envolvem apenas a última camada do átomo.
Regra do Octeto
Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons na última camada, imitando os gases nobres.
Configuração Geral: ns2 np6
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.
Regra do Dueto
Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He.
Configuração Geral: ns2
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.
TIPOS DE LIGAÇÃO
IÔNICA ou ELETROVALENTE
COVALENTE ou MOLECULAR:
- Simples
- Dativa
INTERMOLECULAR
METÁLICA
LIGAÇÃO IÔNICA Definição: ocorre através da transferência definitiva de elétrons de um átomo para outro, dando origem a íons de cargas contrárias, que se atraem formando um aglomerado iônico ou retículo cristalino.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) 1s2) 2s2, 2p6) 3s1
Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Na+ Cl- Na Cl
Ligação Iônica
Configuração dos Átomos:
Na Cl
Ligação Iônica
Transferência do elétron:
Na Cl
Ligação Iônica
Formação dos íons:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:
Fórmula dos Compostos Iônicos
[A]+XY
[B]-YX
Cargas = + xy – xy = zeroExemplos:
Ca+2 + Br-1 CaBr2
AL+3 + S-2 Al2S3
Ligações dos Grupos - A
Grupo Carga Grupo Carga
1A + 1 5A - 3
2A + 2 6A - 2
3A + 3 7A - 1
Exemplos:
a) K+Cl- KCl
b) Ca+2I-1 CaI2
c) Al+3S-2 Al2S3
d) Fe+3O-2 Fe2O3
Características dos Compostos Iônicos
Sólidos a temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados.
Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa.
Melhor solvente é a água.
Participantes dos Compostos Iônicos
Metal com: - Hidrogênio
- Semimetal
- Ametal
- Radical salino (SO4-2)
Radical Catiônico (NH4+) com os ânions
listados para os metais.
Exercícios de fixação:Página - 55
1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
a) O potencial de ionizção dos átomos participantes tenha valores próximos. b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores próximos. c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes. d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas.
2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula:
a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4
Exercícios de fixação:3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio,
apresentam as propriedades:
a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão. b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. c) Sólidos, maus condutorers de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão. e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade, se unindo por atração magnética dos orbitais da última camada.
Tipos de Ligações Covalentes:
- Covalente Simples.
- Covalente Dativa.
Ligação Covalente Simples ou Normal
Definição: é assim chamada quando o par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Cl Cl Cl2 ou Cl - Cl
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
Ligação Covalente Simples ou Normal
Configuração dos Átomos:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Magnética:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Magnética:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
Cl Cl
Exemplos de Ligações Covalentes Simples
O2 ou O = O O O
N2 ou N N N N
O HH H2O ou H - O - H
Cl H HCl ou H - Cl
Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
Definição: é assim chamada quando o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos que participa da ligação, só ocorre quando todas as ligações covalentes simples possíveis já aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
O S O +O S
O
S = O + O S = O
O
NÚMERO DE VALÊNCIA Definição: é o número de ligações covalentes
normais e dativas que um átomo é capaz de formar.
Valências dos grupos A
GRUPOS 4A 5A 6A 7AFórmula deLewis E E E E
N° de Valênciassimples 4 3 2 1
N° de Valênciasdativas 0 1 2 3
Hidrogênio - H 1 covalente normal
Moléculas do Tipo HxEOy
Ácidos Oxigenados
Nessas fórmulas todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio.
Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
O
O
S
O
O
HH H - O - S - O - H
O
O
LIGAÇÕES SÍGMA () E PI ()
Ligações : ocorrem através da interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo, por isso é uma ligação forte e difícil de ser rompida.
Ligações : ocorrem apenas com orbitais do tipo p que se interpenetram lateralmente segundo eixos paralelos, por isso é uma ligação mais fraca e fácil de ser rompida.
Obs. As ligações só ocorrem após a ligação , que é única entre dois átomos.
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS Definição: artifício utilizado por alguns
elementos para formarem um maior número de ligações covalentes simples.
Hibridização Ocorrências Geometria Ângulo
sp Be e Mg Linear 180°sp2 B e Al Trigonal 120°sp3 C e Si Tetraédrica 109° 28’
Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de Hibridização.
Exemplos de Hibridização Casos em que o átomo híbrido não completa o seu octeto.
F B
F
F F - B - F
F
BeCl2 Cl Be Cl Cl - Be - Cl
BF3
Hibridização sp
2s 2p 2p 2p
Be átomo isolado
sp sp 2p 2p
Be átomo hibridizado
sp2 sp2 sp2 2p
B átomo hibridizado
Hibridização sp2
2s 2p 2p 2p
B átomo isolado
Hibridização do Carbono
Hibridização Estrutura
Sp3
l – C –
l
Sp2 – C = l
Sp – C ou =C=
Hibridização sp3
2s 2p 2p 2p
C átomo isolado
sp3 sp3 sp3 sp3
C átomo hibridizado
Hibridização sp3d
3s 3p 3p 3p 3d 3d 3d 3d 3d
P átomo isolado
cinco híbridos sp3d 3d 3d 3d 3d
P átomo hibridizado
Hibridização sp3d2
3s 3p 3p 3p 3d 3d 3d 3d 3d
S átomo isolado
Seis híbridos sp3d2 3d 3d 3d
S átomo hibridizado
Características dos Compostos Moleculares
Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos.
Bons isolantes: térmico e elétrico.
Participantes dos Compostos Moleculares
Ametal, Semimetal e Hidrogênio:
- Ametal
- Semimetal
- Hidrogênio
Exercícios de fixação:Página 581. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos
apenas ligações covalentes:
I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4
a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV
2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período, pode ser representado por: a) – Cl b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl –
3. (UCSal) Uma certa molécula linear é formado por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula:
a) 4 ligações d) 3 ligações e 1 ligação b) 4 ligações e) 2 ligações e 2 ligações c) 1 ligação e 3 ligações
Exercícios de fixação:4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por
átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? F | P | | | a) P F b) P – F P c) F – F P d) F – P – F e) P – F – P
5. Nas moléculas: O = C = O e H – C N As hibridizações apresentadas pelos átomos de carbono são, respectivamente:
a) sp e sp2 b) sp e sp3 c) sp e sp d) sp3 e sp3 e) sp3 e sp3
GEOMETRIA MOLECULAR
DEPENDE:
Disposição espacial dos núcleos dos átomos.
Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos.
Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.
Nuvens Eletrônicas
Quando se tratar de moléculas com três ou mais átomos, considera-se uma nuvem eletrônica para os casos:
Ligação covalente simples
Ligação covalente dupla
Ligação covalente tripla
Par de elétrons não ligante
Formas Geométricas ÁTOMOS HIBRIDIZADOS:
1) sp linear (ex: BeH2, CO2, etc.)
2) sp2 trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.)
3) sp3 tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.)
ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS:
1) 2 átomos linear (ex: H2, HCl, etc.)
2) 3 átomos angular (ex: H2O, SO2, etc.)
3) 4 átomos piramidal (ex: PH3, NH3, etc.)
Exercícios de fixação:Página 59
Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo:
• SCl2
• BF3
• HCl
• O3
• PH3
• CO2
• P4
• SiH4
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Definição: é o acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação pólos.
Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, onde cada íon que participa da ligação define um pólo da ligação.
+_
Polaridade das Ligações
Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma.
- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma.
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização.
Polaridade das LigaçõesLigação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2
HCl
H H
H Cl + -
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular.
Momentum dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex: H Cl
Momentum dipolar resultante (r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
Polaridade das Moléculas
Molécula apolar: momentum dipolar (r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
O = C = O O C O r = Zero
Molécula polar: momentum dipolar (r) zero.
Ex: molécula da água – H2O.
O
H H
O r Zero (polar)
H H
Exercícios de fixação:Página 60
1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar.
2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é: a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3 (clorofórmio)
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido.
Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares.
2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares.
Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.
Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
- 100
H2O
H2SH2Se
H2Te
PE
Tamanho da molécula
CH4
SeH4
GeH4
SnH4
LIGAÇÃO METÁLICA
Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência.
Retículo Cristalino
Características dos Metais
Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al.
Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.
Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.
Maleabilidade e ductibilidade.
Ligas Metálicas
Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos:
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)
Exercícios de fixação:Página 62
1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio?
a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
CH3OH
CH3OH
H
H
H
H
H
H
H
H
O
OC
C
CH3OH
CH3OH
CH3
HH
O
O
CH3
CH3OH
CH3 OH
CH 3OH
CH3OH
CH3OH
CH3OH
CH
3O
H
CH3
OH
OH
CH3
CH+3
CH3OH
CH3OH
CH+3
OH-
OH-
2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é:
a) b) c) d) e)
Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4