ligacoes_quimicas

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: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade.

Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons.

Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.

Regra do Octeto

Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, 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: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem.

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 átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.

Tipos de Ligações Covalentes:

- Covalente Simples.

- Covalente Dativa.

Ligação Covalente Simples ou Normal

Definição: 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


Configuração dos Átomos:


Atração Quântica:


Atração Quântica:


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: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, 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: 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

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 : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo.

Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p.

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

O átomo híbrido não completa o seu octeto.

F B

F

F F - B - F

F

BeF2 F Be F F - Be - F

BF3

Hibridização do Carbono

Hibridização Estrutura

Sp3

l – C –

l

Sp2 – C = l

Sp – C ou =C=

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: acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação – pólos.

Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon 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


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)


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

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