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Ligações Químicas

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

  1. Ligações Químicas Nilsonmar

  2. 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

  3. 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.

  4. 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

  5. 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.

  6. Cl- Na+ Na+ Cl- Na+ Cl- Cl Na+ Cl- Na+ Na+ Cl-

  7. LIGAÇÃO IÔNICA Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7. Metais Alcalinos (1) Calcogênios (16) Metais Alcalinos Terrosos (2) Halogênios (17)

  8. Al Al+3 + 3e-  S + 2e- S-2 Eletropositivos Metais: Perdem elétrons Viram Cátions(+) Eletronegativos Ametais: Ganham elétrons Viram Ânions(-)

  9. 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

  10. 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.

  11. 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”.

  12. LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR) Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade< 1,7. H H AMETAL AMETAL

  13. 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

  14. 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

  15. 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).  +  -

  16. 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

  17. 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 .     

  18. 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.

  19. H H GEOMETRIA MOLECULAR X2 Ex.: H2, N2, O2 Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180°

  20. XY H Cl Ex.: HBr, HCl, HF Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180°

  21. XY2 Moléculas Poliatômicas O O C Ex.: CO2, CS2 Geometria: Linear Ângulo: 180°

  22. XY2 e Moléculas Poliatômicas S O O Ex.: SO2 Geometria: Angular Ângulo: 112°

  23. XY22e Moléculas Poliatômicas H H O Ex.: H2O, H2S Geometria: Angular Ângulo: 105°

  24. XY3 Moléculas Poliatômicas H H H B Ex.: BF3, BH3 Geometria: Trigonal Plana Ângulo: 120°

  25. XY3 e Moléculas Poliatômicas H H H N Ex.: NH3, PH3 Geometria: Piramidal Ângulo: 107°

  26. XY4 Moléculas Poliatômicas H H H H C Ex.: CH4,CCl4 Geometria: Tetraédrica Ângulo: 109°28’

  27. MOLÉCULAS DIATÔMICAS: MOLÉCULAS POLIATÔMICAS: POLARIDADE Átomos iguais APOLAR Átomos diferentes POLAR Sobra e-: POLAR Não sobra e-: SIMETRIA APOLAR

  28. H H H H H H H H H H H H N O C Cl APOLAR POLAR POLAR SIMÉTRICA = APOLAR POLAR

  29. 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

  30. 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.

  31. 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.

  32. 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.

  33. 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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