Ligações Químicas1

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DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA APLICADA À ENG. AMBIENTAL
PROF.ª Tatiany fortini
QUÍMICA
INORGÂNICA
UNIVESIDADE ESTÁCIO DE SÁ
ENGENHARIA AMBIENTAL
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1
Tatiany de A. F. Britto
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AULA 02
UNIVESIDADE ESTÁCIO DE SÁ
ENGENHARIA AMBIENTAL
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
UNIÕES ESTABELECIDAS ENTRE ÁTOMOS PARA FORMAREM AS 
MOLÉCULAS
H H HH H H
O O
H H
LETRAS x PALAVRAS ÁTOMOS x MOLÉCULAS
A A C S
A A C S
A AC S
AA CS
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LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Fe
O
OO
Fe
Ferrugem (Fe + O) ���� pó
Metal magnético, de 
cor cinza e duro Gás de cor azulada
Fe
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LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
TIPOS DE LIGAÇÃO
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ÁTOMO ESTÁVEL
8 e- na camada de valência
Gás nobre
Átomos com 1, 2, ou 3 e- Doar esses elétrons
Átomos com 5, 6, ou 7 e- Receber elétrons
Átomos com 4 e- Doar ou receber elétrons
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TEORIA/REGRA DO OCTETOTEORIA/REGRA DO OCTETO
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TEORIA DO OCTETOTEORIA DO OCTETO
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TEORIA DO OCTETOTEORIA DO OCTETO
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Poder de combinação ou valência de um átomo é o número de ligações 
que ele deve fazer para alcançar a estabilidade
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VALÊNCIAVALÊNCIA
Família Valência
14 4
3 15 3
2 16 2
1 17 1
Eletrovalência (+/-)
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ELETROVALÊNCIAELETROVALÊNCIA
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Elementos Situação NOX Exemplos 
Grupo 1 Nas substâncias compostas 1+ NaCl; KOH 
Grupo 2 Nas substâncias compostas 2+ MgO; CaS 
Ag Nas substâncias compostas 1+ AgNO3; AgCl 
Zn Nas substâncias compostas 2+ ZnSO4; Zn(OH)2 
Al Nas substâncias compostas 3+ AlPO4; Al2O3 
Fe Nas substâncias compostas 3+,2+ FeCl2; Fe(OH)3 
Cu Nas substâncias compostas 2+,1+ CuO; Cu(OH)2 
S 
Sendo o elemento mais 
eletronegativo do composto 
2- H2S; MgS 
Grupo 17 
Sendo o elemento mais 
eletronegativo do composto 
1- NaBr; LiCl 
H 
Ligado a elemento mais 
eletronegativo 
1+ NH3; HCl 
H 
Ligado a elemento mais 
eletropositivo, formando 
HIDRETOS 
1- NaH; MgH2 
O 
Nas substâncias compostas 
exceto nos casos abaixo 
2- H2O; CaCO3 
O Em peróxidos 1- 
H2O2; Ag2O2; 
Na2O2 
O Em superóxidos 1/2- K2O4; MgO4 
O Em fluoretos 2+,1+ OF2; O2F2 
 
NNÚÚMERO DE OXIDAMERO DE OXIDAÇÇÃOÃO
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Caracterizada pela transferência de e- resultando na 
formação de íons, sendo um cátion e um ânion
Ocorre entre: METAL e AMETAL
METAL e HIDROGÊNIO
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTEÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE
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A ligação iônica é a úúnicanica em que ocorre transferência definitiva de elétrons
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
É a força de atração entre íons de cargas elétricas diferentes que mantém a 
molécula unida.
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
O total de e- cedidos deve ser igual ao total de e- recebidos
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA 
DOS COMPOSTOS IÔNICOS
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
NOTAÇÃO OU FÓRMULA DE LEWIS
Representa os elementos através dos elétrons do ultimo nível (elétrons 
de valência), indicando-os por pontos ou cruzetas
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
ESTRUTURA CRISTALINA DOS COMPOSTOS IÔNICOS
A fórmula molecular indica a proporção com que os íons participam do 
retículo cristalino. Os íons se dispõem de forma ordenada.
1:1
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
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LIGALIGAÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICA
CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS
Em condições ambientais, são sólidos, duros, cristalinos e 
quebradiços, porém a maioria é solúvel em água.
Elevados pontos de fusão e ebulição
Na fase sólida, não conduzem eletricidade, pois os íons estão presos ao retículo 
cristalino. Quando fundidos, ou seja, na fase líquida, ou em solução aquosa, se 
tornam bons condutores, pois os íons ficam livres para se moverem.
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTE OU MOLECULARÃO COVALENTE OU MOLECULAR
Átomos possuem tendência de compartilhar elétrons na sua camada 
de valência, ou seja, formam-se pares eletrônicos
Ocorre entre: AMETAL e AMETAL
AMETAL e HIDROGÊNIO
Não há formação de íons, pois não existe transferência de elétrons. 
As estruturas formadas são eletronicamente neutras.
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTEÃO COVALENTE
Ligação entre átomos que desejam 
receber elétrons para completar 
sua última camada
Formam substâncias moleculares
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTEÃO COVALENTE
Cada átomo atrai 1 elétron do outro
1 par de elétrons fica “preso” entre 
dois átomos.
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ClCl22 (f(fóórmula molecular do grmula molecular do gáás cloro)s cloro)
Precisa de 01 elPrecisa de 01 eléétrontron
HCl (fHCl (fóórmula molecular do cloreto de hidrogênio)rmula molecular do cloreto de hidrogênio)
Precisa de 01 elPrecisa de 01 eléétrontron
Precisa de 01 elPrecisa de 01 eléétrontron
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTEÃO COVALENTE
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTEÃO COVALENTE
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTEÃO COVALENTE
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTEÃO COVALENTE
FÓRMULAS
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTEÃO COVALENTE
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS MOLECULARES
Em condições ambientais, 
podem ser sólidos, líquidos 
ou gasosos
Baixos pontos de fusão e ebulição, 
quando comparados aos 
compostos iônicos
São maus condutores de eletricidade, sendo que alguns podem 
conduzir quando em meio aquoso.
A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTE DATIVAÃO COVALENTE DATIVA
Une dois átomos a partir de 1 ou + pares de elétrons, 
provenientes de apenas 1 átomo.
Esse átomo de onde partem os elétrons, já havia atingido sua 
estabilidade.
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTE DATIVAÃO COVALENTE DATIVA
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTE DATIVAÃO COVALENTE DATIVA
Trióxido de 
enxofre
Ácido
clórico
Ácido
cloroso
Ácido 
perclórico
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTE DATIVAÃO COVALENTE DATIVA
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LIGALIGAÇÇÃO COVALENTE DATIVAÃO COVALENTE DATIVA
ANOMALIAS DO OCTETO
Be – se estabiliza com 4e-
B – se estabiliza com 6 e-
N – se estabiliza com 7e-
P – camada expandida (10 e-)
S – camada expandida (10 e-)
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RESUMORESUMO
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Os metais apresentam baixa energia de ionização e perdem elétrons com 
muita facilidade, tendendo á formação de cátions. 
Os elétrons de valência (1-3) estão muito 
distantes do núcleo, sendo pouco 
atraídos por ele. Isso permite que esses 
elétrons fiquem praticamente livres, 
movimentando-se de um átomo para 
outro, formando num todo um “Mar ou 
nuvem de elétrons”.
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LIGALIGAÇÇÃO METÃO METÁÁLICALICA
ELETROPOSITIVIDADE
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Algumas das propriedades que caracterizam os metais são responsáveis 
pelo enorme uso que eles têm em nosso cotidiano.
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LIGALIGAÇÇÃO METÃO METÁÁLICALICA
PROPRIEDADES DOS METAIS
BRILHO METÁLICO – metais refletem a luz quanto mais polidos
↑↑↑↑ DENSIDADE – resultado das estruturas compactas e força de união entre átomos
↑↑↑↑ PF e PE – porque a ligação metálica é forte
↑↑↑↑ CONDUTIVIDADE TÉRMICA E ELÉTRICA – elétrons livres
↑↑↑↑ RESITÊNCIA À TRAÇÃO – força da ligação
MALEABILIDADE E DUCTIBILIDADE – lâminas e fios
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LIGALIGAÇÇÃO METÃO METÁÁLICALICA
ESTRUTURA DOS METAIS
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Amálgama � Hg + Ag + Sn
Ouro 18 quilates � 75% Au + 12,5% Ag 
� 75% Au + 25% Cu 
Aço inoxidável 
� Fe + C + Ni + Cr 
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LIGALIGAÇÇÃO METÃO METÁÁLICALICA
LIGAS METÁLICAS
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Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência 
(VSEPR) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos. 
Baseado na idéia de que pares de elétrons isolados e ligados, na 
camada de valência, repelem uns aos outros e buscam ficar o mais
longe possível uns dos outros.
Existe um átomo central que “orienta” a geometria da molécula, prevendo 
ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros átomos 
(representados por seus núcleos) em relação ao átomo central. 
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GEOMETRIA MOLECULARGEOMETRIA MOLECULAR
Teoria VSEPR
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Ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e os não-ligantes 
se repelem, tendendo a ficar tão afastados quanto possível
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GEOMETRIA MOLECULARGEOMETRIA MOLECULAR
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GEOMETRIA MOLECULARGEOMETRIA MOLECULAR
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POLARIDADE DA LIGAPOLARIDADE DA LIGAÇÇÃOÃO
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Diatômicas: formada por 2 átomos diferentes
Ex: HCl, HF etc. 
Molécula que sobra elétrons no átomo central 
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POLARIDADE DA MOLPOLARIDADE DA MOLÉÉCULACULA
MOLÉCULA POLAR
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Diatômicas: formada por 2 átomos iguais
Ex: O2, N2 etc. 
Substâncias simples: O3, P4, S8 etc. 
Molécula que não sobra elétrons no átomo central 
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MOLÉCULA APOLAR
POLARIDADE DA MOLPOLARIDADE DA MOLÉÉCULACULA
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INTERAÇÃO DIPOLO-DIPOLO
ocorre com moléculas polares PONTES DE HIDROGÊNIO
Hidrogênio + F, O ou N
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LIGALIGAÇÇÕES INTERMOLECULARESÕES INTERMOLECULARES
LIGAÇÃO DE VAN DER WAALS
ocorre com moléculas apolares