Ligações covalentes, geometria e polaridade

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3. Ligações Covalentes
Ligação covalente (motivação) - https://www.youtube.com/watch?v=LkAykOv1foc
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 Normal.
 - Covalente “Dativa”.
	Ocorre geralmente entre AMETAIS e
HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7.
LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)
Ligação Covalente 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
F2, Br2 e I2
Cℓ 
Cℓ 
Cℓ2 ou Cℓ - Cℓ 
Ligação Covalente Normal
 Configuração dos Átomos:
Cℓ 
Cℓ
Ligação Covalente Normal
 Atração Quântica:
Cℓ 
Cℓ
Ligação Covalente Normal
 Atração Quântica:
Cℓ2 
Ligação Covalente Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
Cℓ2 
Cℓ Cℓ 
LIGAÇÕES SÍGMA () E PI ()
HCl
O2
Orbitais moleculares  e 
	Um mesmo átomo pode fazer até 4 ligações covalentes comuns mas, entre dois átomos, o número máximo de ligações covalentes comuns é 3. Dependendo da quantidade de ligações e dos orbitais em que estas se formam, podemos representá-las por  ou  .






A
B
A
B
A
B
ligação sigma e pi - https://www.youtube.com/watch?v=0kRvVR8Y9lw
Exemplos de Ligações Covalentes
O2 ou O = O 
O 
O 
N2 ou N  N 
N 
N 
O 
H
H
Cl 
H
HCl ou H - Cl 
H2O ou 
H
H
O
Ligação Covalente, 
“Dativa” ou “Coordenada”
	 Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes possíveis já aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
O 
S 
O 
+
O 
S 
O 
S = O + O  S = O
O
NÚMERO DE VALÊNCIA
	Definição: número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar. 
	Valências dos grupos A 
Moléculas do Tipo HxEOy
 Ácidos 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
O 
O 
S
O 
O 
H
H
H - O - S - O - H
O
O
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.
Exercícios de fixação:
	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 – 
   
Exercícios de fixação:
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.
Retículo Cristalino
Características dos Metais
	 Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
	 Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al.
	 Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
	 PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.
	 Bons condutores de eletricidade e calor. maior Au condutividade elétrica, seguida do Ag, Cu e Al.
	 Maleabilidade e ductibilidade.
Ligas Metálicas
	 Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos: 
 - Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
 - Liga de ouro de joalheria (Au, Ag e Cu)
 - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
 - Bronze ( Cu e Sn)
 - Latão (Cu e Zn)
GEOMETRIA 
MOLECULAR
DEPENDE:
	Disposição espacial dos núcleos dos átomos.
	 Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos (VSEPR).
Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.
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
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.)
1 - Moléculas diatômicas = são sempre lineares
Ex= H2, Cl2, HCl, HBr......
GEOMETRIA
2- Moléculas poliatômicas
 A geometria é determinada pelo número de pares de elétrons em torno do átomo central.
Dois pares ligantes – Linear (1800)
 Ex= CO2, CS2....
:Ö = C = Ö:
- Dois ligantes e um não ligante – Angular plana (~1050)
 Ex = SO2
Quatro pares
	Todos ligantes – Tetraédrica (109028’)
 Ex = CH4
Três pares 
Todos ligantes – Trigonal plana (1200)
 Ex = SO3, BF3.
- Três ligantes e um não ligante – Piramidal (~1070)
 Ex = NH3
- Quatro ligantes e dois não ligante – Quadrado Planar
 Ex = ICL4
Cinco pares ligantes – Bipirâmide trigonal
 Ex = PCl5
 Quatro Ligações E Um Par Eletrônico Livre - Gangora
 Ex = SF4
Seis pares ligantes – Bipiramide Tetraédrica “Base Quadrada” ou Octaédrica
 Ex = SF6
Três pares ligantes e Dois Não Ligantes – Forma T
 Ex = ClF3
- Sete ligantes e Zero não ligante – Bipirâmide Pentagonal
 Ex = FB7
- Cinco ligantes e Um não ligante – Pirâmide Quadrada
 Ex = FCl5
GEOMETRIAS
MOLECULA
Exercícios de fixação:
Determine a forma geométrica e a polaridade da ligação e da molécula nas espécies químicas abaixo:
	SCl2
	BF3
	HCl
	O3
	PH3
	CO2
	NH3
	SiH4
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
	 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da ligação – pólos. 
	 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação.
+
_
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.
Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar: 
Ligação covalente polar:
H2 
HCl 
H H 
H Cl 
+ - 
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
H
H
O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos
2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhadocom 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).
+
-
A ligação forma um dipolo elétrico
H
Cl
	Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização.
 F  O  N = Cl  Br  I = S = C  P = H  metais 
	A cada ligação covalente polar corresponde um dipolo elétrico.Serão tantos dipolos, quantas forem as ligações polares.
	

	As ligações polares e os dipolos formados serão tanto maiores, quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes.
 Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I
 
 H2O > H2S
 Representação do dipolo = vetor momento dipolar


POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
	Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. 
	Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo.
 Ex: H  Cl 

	Momento dipolar resultante (r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
Polaridade das Moléculas
	Molécula apolar: momento dipolar (r) = zero.
 Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
	Molécula polar: momento dipolar (r)  zero.
 Ex: molécula da água – H2O.
 
 O = C = O  O  C  O  r = Zero
O
H H
 O  r  Zero (polar) 
H H
Exercícios de fixação:
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)
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) Ligação 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.
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.
Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
	Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
- 100
H2O
H2S
H2Se
H2Te
PE
Tamanho da molécula
CH4
SeH4
GeH4
SnH4
Exercícios de fixação:
	Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio?
 a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
CH3OH
CH3OH
H
H
H
H
H
H
H
H
O
O
C
C
CH3OH
CH3OH
CH3
H
H
O
O
CH3
CH3OH
CH3OH
CH3OH
CH3OH
CH3OH
CH3OH
CH3OH
CH3
OH
OH
CH3
CH+3
CH3OH
CH3OH
CH+3
OH-
OH-
2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é:
 a) b) c) d) e)
Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
 a) CCl4
 b) SiCl4
 c) GeCl4
 d) SnCl4
 e) PbCl4
4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que há no ferro e no sal que explicam tal comportamento?
 Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que ohidrogênio passa a ser hélio? Por quê?
 O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al3+? Por quê?
5. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu cloreto será:
 
	Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E e D e a natureza da ligação entre eles.
7. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor formam o composto iônico de fórmula:
8. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelo elementos é:
9. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2, respectivamente?
10. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl) possui:
11. Dadas as moléculas:
HCl.
H2O
NH3.
BF3.
CH4.
Quais são polares:
12. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de:
NH3?
CH4?
13. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato?
14. A congelação da água na superfície dos lagos em países frios ocorre pela:
a) ruptura de ligações intermoleculares.
b) Ruptura de ligações intramoleculares.
c) Formação de ligações intermoleculares.
d) Formação de ligações intramoleculares.
e) Formação de ligação inter e intramoleculares.
15.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações:
GRUPOS
4A
5A
6A
7A
Fórmula de
Lewis
E
E
E
E
N° de Valências
simples
4
3
2
1
N° de Valências
dativas
0
1
2
3
Hidrogênio - H
1 
covalente normal