Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.

1. Ligação Química • Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. • Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. • Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. • Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.

2. Energias envolvidas na • formação da ligação iônica • A formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir de Na(g) e Cl(g) é endotérmica. • A reação NaCl(s)  Na+(g) + Cl-(g) éendotérmica(H =+788 kJ/mol). • A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica: • Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) H = -788 kJ/mol

3. Energias envolvidas na • formação da ligação iônica • Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. • A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: • k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros. • A energia de rede aumenta à medida que: • As cargas nos íons aumentam • A distância entre os íons diminui

4. A regra do octeto • Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. • A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). • Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

5. Estruturas de Lewis • As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: • Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

6. Símbolos de Lewis

7. Ligações múltiplas • É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): • Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); • Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); • Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

8. Configurações Eletrônicas dos • Elementos • Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com o número necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível. • As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável: • Mg: [Ne]3s2 • Mg+:[Ne]3s1não estável • Mg2+:[Ne]estável • Cl: [Ne]3s23p5 • Cl-: [Ne]3s23p6= [Ar]estável

9. Exceções à regra do octeto • Existem três classes de exceções à regra do octeto: • moléculas com número ímpar de elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. • Número ímpar de elétrons • Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.

10. Exceções à regra do octeto • Deficiência em elétrons • Relativamente raro. • As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. • O exemplo mais típico é o BF3.

11. Exceções à regra do octeto • Expansão do octeto • Esta é a maior classe de exceções. • Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. • Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.

12. Par igualmente compartilhado Mesma eletronegatividade ELETRONEGATIVIDADE É definida como a tendência relativa mostrada por um átomo ligado em atrair o par de elétrons. Ex: molécula Br2 Br Br A ligação é conhecida como Ligação Covalente Apolar

13. Molécula de Cloreto de Bromo Br Cl O átomo de Cloro é mais eletronegativo atrai o par mais fortemente, portanto a nuvem eletrônica se localiza mais próxima do Cloro. Conhecida como Ligação Covalente Polar: quando há diferença de eletronegatividade. Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação.

15. A ligação entre os dois átomos tem uma terminação positiva e uma terminação negativa, isto é, tem pólos negativo e positivo. O átomo para o qual o par é deslocado tem uma maior “parte” do par de elétrons adquire uma carga negativa.

16. Formas Moleculares e a sua Estrutura O arranjo geométrico mais estável de pares eletrônicos é aquele em que as repulsões entre os pares são mínimas. Modelo de repulsão de pares de elétrons na camada de valência (RPECV ou VSEPR) As repulsões entre os pares de elétrons de ligação e de elétrons de pares isolados de um átomo faz com que eles estejam o mais afastados possível.

17. BeF2 BF3 CF4 PF5 SF6

18. O arranjo eletrônico de uma molécula é a geometria tridimensional de um arranjo de ligações e pares isolados ao redor do átomo central. Fórmula “VSEPR” genérica: AXnEm, onde A= átomo central X= átomo ligado E= par isolado Ex: BF3 Três átomos de flúor ligados e nenhum par isolado em B, portanto é AX3.

20. Geometria Molecular Piramidal Triangular Fórmula VSEPR: AX3E

21. Geometria Tetraédrica AX4 = sem par isolado

22. Qual é a fórmula “VSEPR” genérica desta molécula? Geometria é _________. Dê as geometrias das moléculas:

23. 180o Ligação múltipla contribuem para a geometria molecular como se fossem uma única ligação. Polaridade das Moléculas

24. A molécula polar é uma molécula com momento de dipolo () diferente de zero. Ex1: BeCl2 Geometria:_______ Ligação covalente polar Molécula Apolar

25. Ex2: BF3 Ligação covalente ________ Molécula é ___________ Ex3: CH3F e CH2F2 Ligação covalente ________ Molécula é ___________

26. Ex4: H2O Ligação covalente ________ Molécula é ___________ Geometria ___________