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Ligações Químicas. Nilsonmar. Ligações. - Poucos elementos encontram-se naturalmente no estado atômico, geralmente os átomos dos elementos se ligam entre si. - Configuração estável: com 2 elétrons na camada K, ou com 8 elétrons na última camada. K L M N Hélio 2

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Ligações Químicas

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Presentation Transcript


Liga es qu micas

Ligações

Químicas

Nilsonmar


Liga es qu micas

Ligações

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

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

K L M N

Hélio 2

Neônio 2 8

Argônio 2 8 8

Criptônio 2 8 18 8


Liga es qu micas

Ligação Iônica

  • A 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.


Liga es qu micas

  • 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 prata

MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio

LiH = hidreto de lítio

MgCl2 = cloreto de magnésio

AlF3 = fluoreto de alumínio

Al2S3 = sulfeto de alumínio


Liga es qu micas

Cl- Na+

Na+ Cl-

Cl- Na+

Na+ Cl-

  • Retículos Cristalinos:

  • Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions empacotados em um arranjo regular.


Liga es qu micas

Cl- Na+

Na+ Cl-

Na+

Cl-

Cl

Na+

Cl- Na+

Na+ Cl-


Liga es qu micas

LIGAÇÃO IÔNICA

Ocorre geralmente entre METAIS e

AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7.

Metais Alcalinos (1)

Calcogênios (16)

Metais Alcalinos

Terrosos (2)

Halogênios (17)


Liga es qu micas

Al Al+3 + 3e-

S + 2e- S-2

Eletropositivos

Metais:

Perdem elétrons

Viram Cátions(+)

Eletronegativos

Ametais:

Ganham elétrons

Viram Ânions(-)


Liga es qu micas

O

O

O

X

x

x

X

x

x

Al

Al

Fórmulas Iônicas

Al+3 O-2

Al2O3

Fórmula-íon

Fórmula de Lewis

ou Eletrônica


Liga es qu micas

Cl-

Na+

Na+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cl-

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.


Liga es qu micas

H

Cl

= H2

H

Cl

= Cl2

O

O

= O2

Ligação Covalente

  • Lewis propôs que uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por 2 átomos.

    Ex:

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


Liga es qu micas

LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)

Ocorre geralmente entre AMETAIS e

HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade< 1,7.

H

H

AMETAL

AMETAL


Liga es qu micas

Ligações covalentes normais

Fórmula de Lewis

Fórmula estrutural

Fórmula molecular

H  H

H2

N

O

O

H

H

N

Lig. Covalente Simples

O  O

O2

Lig. Covalente Dupla

N  N

N2

Lig. Covalente Tripla

1 sigma

1 sigma + 1 pi

1 sigma + 2 pi


Liga es qu micas

H

H

O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos

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


Liga es qu micas

H

Cl

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).

 +

 -


Liga es qu micas

Ainda não está completo

Não podem mais fazer ligação comum.

S

Ligação dativa

S

O

O

O

O

  • 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


Liga es qu micas

A

B

A

B

B

A

Orbitais moleculares  e 

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 .


Liga es qu micas

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.


Liga es qu micas

H

H

GEOMETRIA MOLECULAR

X2

Ex.: H2, N2, O2

Moléculas Diatômicas

Geometria: Linear

Ângulo: 180°


Liga es qu micas

XY

H

Cl

Ex.: HBr, HCl, HF

Moléculas Diatômicas

Geometria: Linear

Ângulo: 180°


Liga es qu micas

XY2

Moléculas Poliatômicas

O

O

C

Ex.: CO2, CS2

Geometria: Linear

Ângulo: 180°


Liga es qu micas

XY2 e

Moléculas Poliatômicas

S

O

O

Ex.: SO2

Geometria: Angular

Ângulo: 112°


Liga es qu micas

XY22e

Moléculas Poliatômicas

H

H

O

Ex.: H2O, H2S

Geometria: Angular

Ângulo: 105°


Liga es qu micas

XY3

Moléculas Poliatômicas

H

H

H

B

Ex.: BF3, BH3

Geometria: Trigonal

Plana

Ângulo: 120°


Liga es qu micas

XY3 e

Moléculas Poliatômicas

H

H

H

N

Ex.: NH3, PH3

Geometria: Piramidal

Ângulo: 107°


Liga es qu micas

XY4

Moléculas Poliatômicas

H

H

H

H

C

Ex.: CH4,CCl4

Geometria: Tetraédrica

Ângulo: 109°28’


Liga es qu micas

MOLÉCULAS DIATÔMICAS:

MOLÉCULAS POLIATÔMICAS:

POLARIDADE

Átomos iguais APOLAR

Átomos diferentes POLAR

Sobra e-: POLAR

Não sobra e-: SIMETRIA APOLAR


Liga es qu micas

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

N

O

C

Cl

APOLAR

POLAR

POLAR

SIMÉTRICA = APOLAR

POLAR


For as intermoleculares

FORÇAS INTERMOLECULARES

Moléculas Apolares

Muito Fracas

Baixos PF e PE

Dipolo Induzido-Dipolo Instantâneo. Ex. CO2

Dipolo-Dipolo

(Permanente) Ex. HCl

Médias

Moléculas

Polares

Ligação de H -

H (FON) Ex. H2O

Muito Fortes

Altos PF e PE


Liga es qu micas

LIGAÇÃO METÁLICA

Considerações

- Os metais possuem apenas 1, 2 até 3 elétrons na camada de valência;

- A camada afastada do núcleo atrai pouco aqueles elétrons

- O átomo que perde elétron se transforma num cátion, o qual logo depois pode recapturar elétrons, voltando à forma de átomo neutro.


Liga es qu micas

Retículo Cristalino

Metálico

Fe

Fe2+

Fe2+

Fe

Fe

Fe2+

Fe2+

Fe

Fe

Fe2+

LIGAÇÃO METÁLICA

A ligação metálica possui como principal característica, elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros evidenciando-se com isto uma “nuvem” ou “mar de elétrons”. A “nuvem” ou “mar de elétrons” funciona como LIGAÇÃO METÁLICA.

  • ÁTOMOS

  • CÁTIONS

  • MAR DE ELÉTRONS

A ligação metálica não é orientada no espaço.


Liga es qu micas

fios

lâminas

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 e calor no estado sólido ou fundidos (elétrons livres);

  • São Dúcteis e Maleáveis.


Liga es qu micas

LIGAS METÁLICAS – União de 2 ou mais metais e ametais com predominãncia dos elementos metálicos

Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas )

  • Ouro 18 quilates: (Au e Cu)

  • Aço: ( Fe e C)

  • Bronze: (Cu e Sn)

  • Latão: (Cu e Zn)

  • Amálgama de Prata: (Hg e Ag)

  • Liga leve: (Mg e Al)

  • Solda: (Pb e Sn)


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