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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.

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

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Liga es qu micas

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.


Defini es

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

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

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 liga o

TIPOS DE LIGAÇÃO

  • IÔNICA ou ELETROVALENTE

  • COVALENTE ou MOLECULAR:

    - Simples

    - Dativa

  • INTERMOLECULAR

  • METÁLICA


Liga o i nica

Cl

Cl-

Na

Na+

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


Liga o i nica1

Ligação Iônica

Configuração dos Átomos:

Na

Cl


Liga o i nica2

Ligação Iônica

Transferência do elétron:

Na

Cl


Liga o i nica3

Ligação Iônica

Formação dos íons:

Na+

Cl-


Liga o i nica4

Ligação Iônica

Atração Eletrostática:

Na+

Cl-


Liga o i nica5

Na+

Cl-

Ligação Iônica

Atração Eletrostática:


Liga o i nica6

Ligação Iônica

Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:


F rmula dos compostos i nicos

[A]+X

[B]-Y

Y

X

Fórmula dos Compostos Iônicos

 Cargas = + xy – xy = zero

Exemplos:

Ca+2 + Br-1 CaBr2

AL+3 + S-2  Al2S3


Liga es dos grupos a

Ligações dos Grupos - A

  • Exemplos:

  • K+Cl-  KCl

  • Ca+2I-1 CaI2

c) Al+3S-2  Al2S3

d) Fe+3O-2  Fe2O3


Caracter sticas dos compostos i nicos

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 i nicos

Participantes dos Compostos Iônicos

  • Metal com: - Hidrogênio

    - Semimetal

    - Ametal

    - Radical salino (SO4-2)

  • Radical Catiônico (NH4+) com os ânions listados para os metais.


Exerc cios de fixa o

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


Exerc cios de fixa o1

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.


Liga o covalente ou molecular

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.


Liga o covalente simples ou normal

Cl

Cl

Cl2 ou Cl - Cl

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

Fórmula de Lewis Molecular Estrutural


Liga o covalente simples ou normal1

Ligação Covalente Simples ou Normal

Configuração dos Átomos:


Liga o covalente simples ou normal2

Ligação Covalente Simples ou Normal

Atração Magnética:


Liga o covalente simples ou normal3

Ligação Covalente Simples ou Normal

Atração Magnética:


Liga o covalente simples ou normal4

Cl Cl

Ligação Covalente Simples ou Normal

Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:


Exemplos de liga es covalentes simples

O

O

N

N

H

O

H

H2O ou H - O - H

HCl ou H - Cl

O2 ou O = O

N2 ou N  N

H

Cl

Exemplos de Ligações Covalentes Simples


Liga o covalente dativa ou coordenada

O

S

O

O

+

S

O

S = O + O  S = O

O

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.


N mero de val ncia

NÚMERO DE VALÊNCIA

  • Definição: é o número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar.

  • Valências dos grupos A


Mol culas do tipo h x eo y cidos oxigenados

O

O

H

H

O

O

S

H - O - S - O - H

O

O

Moléculas do Tipo HxEOyÁcidos 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


Liga es s gma e pi

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.


Hibridiza o de orbitais

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS

  • Definição: artifício utilizado por alguns elementos para formarem um maior número de ligações covalentes simples.

Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de Hibridização.


Exemplos de hibridiza o

F - B - F

F

F

B

F

Cl - Be - Cl

Cl

Be

Cl

F

Exemplos de Hibridização

  • Casos em que o átomo híbrido não completa o seu octeto.

BeCl2

BF3


Hibridiza o sp

spsp 2p 2p

Be átomo hibridizado

2s 2p 2p 2p

Be átomo isolado

Hibridização sp


Hibridiza o sp 2

sp2 sp2sp2 2p

Bátomo hibridizado

2s 2p 2p 2p

B átomo isolado

Hibridização sp2


Hibridiza o do carbono

Hibridização do Carbono


Hibridiza o sp 3

sp3 sp3 sp3 sp3

Cátomo hibridizado

2s 2p 2p 2p

C átomo isolado

Hibridização sp3


Hibridiza o sp 3 d

3s 3p 3p 3p 3d 3d 3d 3d 3d

P átomo isolado

cinco híbridossp3d3d 3d 3d 3d

P átomo hibridizado

Hibridização sp3d


Hibridiza o sp 3 d 2

3s 3p 3p 3p 3d 3d 3d 3d 3d

S átomo isolado

Seis híbridossp3d23d 3d 3d

S átomo hibridizado

Hibridização sp3d2


Caracter sticas dos compostos moleculares

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

Participantes dos Compostos Moleculares

  • Ametal, Semimetal e Hidrogênio:

    - Ametal

    - Semimetal

    - Hidrogênio


Exerc cios de fixa o p gina 58

Exercícios de fixação:Página 58

  • 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 


Exerc cios de fixa o2

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

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 eletr nicas

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 geom tricas

Formas Geométricas

  • ÁTOMOS HIBRIDIZADOS:

  • sp  linear (ex: BeH2, CO2, etc.)

  • sp2  trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.)

  • sp3  tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.)

  • ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS:

  • 2 átomos  linear (ex: H2, HCl, etc.)

  • 3 átomos  angular (ex: H2O, SO2, etc.)

  • 4 átomos  piramidal (ex: PH3, NH3, etc.)


Exerc cios de fixa o3

Exercícios de fixação:

  • Página 59

  • Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo:

  • SCl2

  • BF3

  • HCl

  • O3

  • PH3

  • CO2

  • P4

  • SiH4


Polaridade das liga es

_

+

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 liga es1

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 liga es2

H H

+ -

H Cl

Polaridade das Ligações

Ligação covalente apolar:

H2

Ligação covalente polar:

HCl 


Polaridade das mol culas

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 mol culas1

O = C = O  O  C  O  r = Zero

 

 O  r  Zero (polar)

O

H H

H H

Polaridade das Moléculas

  • Molécula apolar: momentum dipolar (r) = zero.

    Ex: molécula do gás carbônico – CO2.

  • Molécula polar: momentum dipolar (r)  zero.

    Ex: molécula da água – H2O.


Exerc cios de fixa o4

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)


Liga es intermoleculares

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.


For as intermoleculares e as propriedades pf e pe

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.


For as intermoleculares e as propriedades pf e pe1

PE

PE

100

H2O

SnH4

GeH4

SeH4

0

H2Te

H2Se

H2S

CH4

- 100

Tamanho da molécula

Tamanho da molécula

Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE

  • Exemplos:


Liga o met lica

Retículo Cristalino

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.


Caracter sticas dos metais

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 met licas

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)


Exerc cios de fixa o5

2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é:

a) b) c) d) e)

C

C

OH-

OH-

H

O

O

O

O

CH3

CH3

CH3

CH3

OH

OH

CH+3

CH+3

H

H

H

H

H

H

H

H

H

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

CH3OH

Exercícios de fixação:

  • Página 62

  • 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


Exerc cios de fixa o6

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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