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
Ligação Covalente Simples ou Normal
Configuração dos Átomos:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:
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: 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
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
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