LIGAÇÕES QUÍMICAS

1. LIGAÇÕESQUÍMICAS

2. Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.

3. Exemplo: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1) o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. 11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).

4. Ligação Iônica ou Eletrovalente: • Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. • Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion) • Ocorre normalmente entre: • METAL e AMETAL ou • METAL e HIDROGÊNIO.

5.  Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): 11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron) 17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)

7. Estrutura cristalina do NaCl sólido

8.  Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) 20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons) 17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)

9. Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:

10. Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O). Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6 Fórmula Molecular: Al2O3

11. Características dos Compostos Iônicos: • São sólidos nas condições ambiente; • Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; • Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.

13. Ligação Covalente ou Molecular • Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. • Ocorre normalmente entre: • AMETAL e AMETAL ou • AMETAL e HIDROGÊNIO

14. Exemplos: 1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)

15. 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-) 8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)

16. Ligação Covalente Dativa ou Coordenada: • Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon.

17. Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)

18. Principais características dos compostos moleculares: • Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso; • possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos; • Não conduzem a corrente elétrica (com algumas exceções. Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água).

19. Determinação do Caráter de uma Ligação Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade (E): Ligação Iônica E ≥ 1,7 Ligação Covalente E < 1,7 Exemplos: HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

20. H H • Polaridade de Ligações • Ligação Covalente Apolar: • Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. • Exemplo: H2

21. + - H Cl • 2. Ligação Covalente Polar: • Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades. • Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+). • Exemplo: HCl

22. Vetor Momento Dipolar ( ) : A polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou momento dipolo ( ) , que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo positivo para o polo negativo). Exemplo:

23. Ligação Metálica: • Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal). • Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.

24. Esquema da Ligação Metálica

25. Geometria Molecular:

31. O = C = O  O  C  O  r = Zero   • Polaridade de Moléculas: MOLÉCULA APOLAR R = 0 Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (R ) é igual a zero. Ex: CO2

32.  O  r  Zero (polar) O H H H H MOLÉCULA POLAR R  0 Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (R) é diferente de zero. Ex: H2O

33. Princípio Geral da Solubilidade: • (“semelhante dissolve semelhante”) • Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3) • e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2).

34. Forças Intermoleculares: • I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido • (Forças de Van Der Waals ou Forças de London): • São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. • Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)

36. II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente: São interações que ocorrem entre moléculas polares. Exemplo: molécula do HCl

37. III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

41. Intensidades das Forças Intermoleculares:

42. Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição: Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias: • O tamanho das moléculas: • Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE. • A intensidade das forças intermoleculares: • Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE.

43. O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):