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Aula 6: Ligações Químicas Professora Isadora Santos isadora.santos@unesp.br (18) 99715-4294 Tópicos da Aula 01 OCTETO Introdução à ligações químicas e teoria do octeto. 02 LIGAÇÕES I Ligações iônicas ou eletrovalentes. 03 LIGAÇÕES II Ligações covalentes normais e dativas. 04 LIGAÇÕES III Ligações metálicas e suas propriedades. Revisão METAIS Maior parte dos elementos. AMETAIS H, C, N, O, F, P, S, Cl, Se, Br e I. SEMI-METAIS B, Si, Ge, As, Sb, Te e At. ÍONS Átomo que ganhou ou perdeu elétrons. — Gilbert N. Lewis “ ” Enquanto a ciência pode nunca estar totalmente certa, certamente nunca está totalmente errada; e parece estar melhorando de década em década. Teoria do Octeto Por que os átomos fazem ligações uns com os outros? Como essas ligações acontecem? 1 Teoria do Octeto ● Na natureza, a maioria dos elementos químicos se encontram ligados a outros, com exceção dos gases nobres. ● Os átomos de gases nobres possuem uma configuração eletrônica que lhes assegura estabilidade. ● Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última camada eletrônica, com exceção do hélio, que possui 2 elétrons. Teoria do Octeto Com essas observações, Lewis e Kossel a criaram a Teoria ou Regra do Octeto. ● Configuração Eletrônica dos átomos de gases nobres: K L M N O P Q 2He 2 10Ne 2 8 18Ar 2 8 8 36Kr 2 8 18 8 54Xe 2 8 18 18 8 86Rn 2 8 18 32 18 8 Teoria do Octeto ● Assim, os átomos se ligam a fim de adquirirem uma configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na última camada. ● As ligações entre átomos ocorrem por meio dos elétrons da última camada, podendo perder, ganhar ou compartilhar elétrons até atingirem a configuração estável. Ligação Iônica Quais átomos formam íons? Como esses íons se ligam entre si? 2 Ligação Iônica ● Ligação iônica ou eletrovalente: é a ligação que se estabelece entre íons, unidos por fortes forças eletrostáticas. ● Ocorre com a transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions (íons positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente. Ligação Iônica ● Exemplos: 1. Ligação entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, formando cloreto de sódio. Cloreto de Sódio → Na+Cl- Ligação Iônica ● Exemplos: 2. Ligação entre magnésio e cloro, formando cloreto de magnésio. Cloreto de Magnésio → Mg+2Cl2- Ligação Iônica ● Exemplos: 3. Ligação entre alumínio e oxigênio, formando óxido de alumínio. Óxido de Alumínio → Ag2+3O3-2 Ligação Iônica ● Observações: 1. Os compostos iônicos são eletricamente neutros, ou seja, a soma total das cargas é igual a zero. 2. As ligações ocorrem entre os elementos que tendem a perder elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (metais) e os elementos que tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada (ametais). Ligação Iônica ● Notação ou Fórmula de Lewis Esta fórmula representa os elementos através dos elétrons do último nível (elétrons de valência), indicando-os por pontos ou cruzes. Exemplo: C3H7Br Ligação Iônica ● Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos 1. Em compostos iônicos, não existem partículas individualizadas. 2. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, formando o chamado de retículo cristalino. 3. O NaCl é a representação do cloreto de sódio e indica a proporção com que os íons participam do retículo cristalino (1:1). Ligação Iônica ● Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos 1. Em compostos iônicos, não existem partículas individualizadas. 2. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, formando o chamado de retículo cristalino. 3. O NaCl é a representação do cloreto de sódio e indica a proporção com que os íons participam do retículo cristalino (1:1). Ligação Iônica Ligação Iônica ● Características dos Compostos Iônicos 1. Estado físico: em condições ambientes são sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição. 2. Condução de eletricidade: como sólidos, não conduzem eletricidade, pois os íons se encontram presos ao retículo cristalino. São bons condutores, em estado líquido e em solução aquosa. Ligações Covalentes Existe outro tipo de ligação que não exija a doação de elétrons? 3 Ligação Covalente ● A ligação covalente ocorre quando os átomos ligados possuem tendência de ganhar elétrons. ● Não há transferência de elétrons de um átomo para o outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles. A ligação covalente ocorre entre: 1. Hidrogênio e Hidrogênio 2. Hidrogênio e não-metal 3. Não-metal e não-metal Ligação Covalente ● Ligação Covalente Normal Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de elétrons. Os átomos participantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação do par eletrônico. Exemplo: H2 Hidrogênio = 1 elétron Configuração estável = Hélio (2 elétrons na camada K) Fórmula de Lewis Fórmula Estrutural Fórmula Molecular Ligação Covalente ● Exemplos: 1. Cl2 (gás cloro) Ligação Covalente ● Exemplos: 2. HCl (ácido clorídrico) Ligação Covalente ● Exemplos: 3. H2O (monóxido de di-hidrogênio) Ligação Covalente ● Quando encontramos um único par de elétrons compartilhado entre dois elementos, a ligação é denominada simples. ● Quando existe dois pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a ligação é denominada de dupla. ● Quando há três pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a ligação é denominada tripla. Ligação Covalente ● Ligação Covalente Dativa ou Coordenada 1. Na ligação covalente normal, o par de elétrons compartilhado é proveniente um de cada átomo. 2. No caso da ligação dativa ou coordenada, a formação de pares eletrônicos é proveniente apenas de um átomo. 3. Observação: o convencional é que a ligação dativa seja representada por uma seta orientada do átomo que “cede” o par de elétrons para o átomo que “recebe”. Ligação Covalente ● Exemplo: 1. SO2 (dióxido de enxofre) Ligação Covalente ● Anomalias do Octeto 1. BeF2 2. BF3 ● Anomalias do Octeto 3. PCl5 4. SF4 Ligações Metálicas Os metais de transição são uma exceção na distribuição eletrônica, então como eles fazem ligações químicas? 4 Ligação Metálica ● Ligação metálica é a força que mantém unidos os átomos e cátions dos metais: teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica”. ● A principal característica dos metais é a eletropositividade e o metal é um aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num “mar de elétrons livres”. Ligação Metálica Ligação Metálica ● Propriedades dos metais: 1. Brilho metálico: o brilho será tanto mais intenso quanto mais polida por a superfície metálica, assim os metais refletem muito bem a luz. 2. Densidade elevada: os metais são geralmente muito densos, resultado das estruturas compactas devido a grande intensidade da força de união entre átomos e cátions. Ligação Metálica 3. Pontos de fusão e de ebulição: apresentam elevadas temperaturas de fusão e ebulição, porque a ligação metálica é muito forte. 4. Condutividade térmica: os metais são bons condutores de calor e eletricidade pelo fato de possuírem elétrons livres. 5. Resistência a tração: os metais resistem às forças de alongamentos de suas superfícies. Ligação Metálica 6. Maleabilidade: a propriedade que permite a obtenção de lâminas de metais. 7. Ductibilidade: propriedade que permite a obtenção de fios de metais. Ligação Metálica ● Estrutura dos Metais O agrupamento dos metais dá origem ao reticulado cristalino. Existem três tipos de reticulados cristalinos mais comuns dentre os metais, são: Cai no Vestibular (Unimep-SP) Átomos do elemento A (Z = 12) combinaram-se com átomos do elemento B (Z = 15). A fórmula do composto formado é: a) AB b) A2B3 c) A3B2 d) AB2 e) A3B Cai no Vestibular (Mackenzie-SP) A combinação entre átomos dos elementos potássio (metal alcalino) e fósforo (família do nitrogênio) resulta na substância de fórmula: a)K3P2 b) KP3 c) K3P d) KP e) K2P Cai no Vestibular (UFJF-MG) Num composto iônico XY3, sendo X o cátion e Y o ânion, no estado normal, os átomos X e Y devem possuir, respectivamente, na última camada: a) 3 e 6 elétrons. b) 5 e 7 elétrons. c) 2 e 5 elétrons. d) 3 e 7 elétrons. e) 1 e 3 elétrons. Gabarito 1. Alternativa C 2. Alternativa C 3. Alternativa D Obrigada pela atenção! Alguma dúvida? Entre e poste no Classroom da sua turma! isadora.santos@unesp.br (18) 99715-4294
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