LIGAÇÕES QUÍMICAS

1. 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.

2. Definições • Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade. • Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons. • Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.

3. Regra do Octeto • Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, 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.

4. 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.

5. TIPOS DE LIGAÇÃO • IÔNICA ou ELETROVALENTE • COVALENTE ou MOLECULAR: - Simples - Dativa • INTERMOLECULAR • METÁLICA

6. Cl Cl- Na Na+ LIGAÇÃO IÔNICA • Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl. Na (Z = 11)  1s2) 2s2, 2p6) 3s1 Cl ( Z = 17)  1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5

7. Ligação Iônica Configuração dos Átomos: Na Cl

8. Ligação Iônica Transferência do elétron: Na Cl

9. Ligação Iônica Formação dos íons: Na+ Cl-

10. Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-

11. Na+ Cl- Ligação Iônica Atração Eletrostática:

12. Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

13. [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

14. Ligações dos Grupos - A • Exemplos: • K+Cl-  KCl • Ca+2I-1 CaI2 c) Al+3S-2  Al2S3 d) Fe+3O-2  Fe2O3

15. 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.

16. Participantes dos Compostos Iônicos • Metal com: - Hidrogênio - Semimetal - Ametal - Radical salino (SO4-2) • Radical Catiônico (NH4+) com os ânions listados para os metais.

17. 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

18. 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.

19. LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR • Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade. • Tipos de Ligações Covalentes: - Covalente Simples. - Covalente Dativa.

20. Cl Cl Cl2 ou Cl - Cl Ligação Covalente Simples ou Normal • Definição: 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

21. Ligação Covalente Simples ou Normal Configuração dos Átomos:

22. Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica:

23. Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica:

24. Cl Cl Ligação Covalente Simples ou Normal Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:

25. 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

26. O S O O + S O S = O + O  S = O O Ligação Covalente Dativa ou Coordenada • Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes simples possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO2.

27. NÚMERO DE VALÊNCIA • Definição: número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar. • Valências dos grupos A

28. O O H H O O S H - O - S - O - H O O Moléculas do Tipo HxEOyÁcidos Oxigenados • 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

29. LIGAÇÕES SÍGMA () E PI () • Ligações : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo. • Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p. Obs. As ligações  só ocorrem após a ligação , que é única entre dois átomos.

30. 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.

31. F - B - F F F B F F F Be F F - Be - F Exemplos de Hibridização • O átomo híbrido não completa o seu octeto. BeF2 BF3

32. Hibridização do Carbono

33. 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.

34. Participantes dos Compostos Moleculares • Ametal, Semimetal e Hidrogênio: - Ametal - Semimetal - Hidrogênio

35. 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 

36. 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

37. 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.

38. 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

39. 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.)

40. Exercícios de fixação: • Página 59 • Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo: • SCl2 • BF3 • HCl • O3 • PH3 • CO2 • P4 • SiH4

41. _ + POLARIDADE DAS LIGAÇÕES • Definição: acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação – pólos. • Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação.

42. 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.

43. H H + - H Cl Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar: H2 Ligação covalente polar: HCl 

44. 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.

45. 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.

46. 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)

47. 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.

48. 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.

49. 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:

50. 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.