Apostila Quimica VR 2023-13-14

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Metal + Metal; ocorre entre átomos de metais em que os 
elétrons circulam livremente entre os seus cátions, formando 
retículo sólido (modelo de mar de
elétrons). 
Mar de elétrons: os átomos metálicos perdem os seus 
elétrons de valência, já que possuem baixas energia de 
ionização. Contudo, tais elétrons permanecem confirmados no 
metal por meio de atração eletrostática com os cátions, o que 
justifica o fato de se fixarem uniformemente, distribuídos pela 
estrutura.
Os metais são, em sua maioria, sólidos em condições 
ambientes, exceto mercúrio (Hg), que apresenta-se em estado 
líquido em condições ambiente.
Os metais apresentam pontos de fusão e ebulição 
elevados. Os metais de transição apresentam maiores P.F. e 
P.E. do que os metais representativos. E quanto maior o número 
de elétrons na camada de valência, maiores são os pontos de 
fusão e ebulição.
Os metais apresentam boa condutividade elétrica e 
térmica; a alta condutividade térmica dos materiais metálicos 
também pode ser explicada pela mobilidade dos elétrons, 
pois essa mobilidade permite a rápida distribuição de energia 
cinética
pelo sólido.
A superfície polida de um metal funciona como espelho, isso 
se deve aos elétrons deslocalizados que absorvem a energia 
da luz e a emitem quando retornam ao estado fundamental.
Os metais são insolúveis nos solventes moleculares 
comuns. O mercúrio (Hg) é um líquido que consegue dissolver 
a maioria dos metais, e os metais alcalinos se dissolvem em 
amônia líquida (NH3).
Os metais são bastantes maleáveis e dúcteis (formam 
lâminas e fios,
respectivamente).
Teoria das Bandas Eletrônicas: a superposição ou 
interpenetração dos orbitais atômicos leva à formação de 
orbitais moleculares. O preenchimento incompleto das bandas 
eletrônicas da origem as propriedades tipicamente metálicas, 
como a condutividade térmica e elétrica. Ligas metálicas são 
formadas pela união de dois ou mais metais, ou ainda, pela união 
entre metais e ametais (com maior porcentagem dois 
elementos metálicos)
Ex.: latão (Cu e Zn); amálgama; ouro quilates (Cu, Ag, Au); 
bronze (Cu e Sn); aço (Fe, C e traços de Si, S, P).
As substâncias metálicas possuem retículos cristalinos, 
formados por íons positivos, nos quais os elétrons das ligações 
estão parcialmente localizados.
 
 
 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
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•Formulação de substâncias químicas: molecular, eletrônica e 
estrutural plana.
-fórmula molecular: somente indica os elementos existentes 
em uma molécula da substância e quantos átomos de cada 
elemento existem nela. Ex.: HCl; H3PO4
-fórmula eletrônica: é aquela que se baseia na representação 
de Lewis.
-fórmula estrutural plana: é aquela que representa as 
ligações por meio de traços e setas, não importando a 
distribuição espacial dos átomos.
CUIDADO! H3PO3 e H3PO2 só possuem 2H e 1H ligados ao 
oxigênio, respectivamente. Os demais hidrogênios estão ligados 
diretamente ao fósforo.
•Nas substâncias moleculares, os átomos se ligam por meio de 
ligações covalentes, formando aglomerados de tamanhos 
definidos. Diferença entre substâncias moleculares e covalentes:
 
•Alotropia: alguns elementos químicos formam diferentes 
substâncias simples. A diferença entre os alótropos pode estar na 
atomicidade ou no arranjo cristalino dos átomos ou das 
moléculas. 
•alotropia do carbono: grafite e diamante; 
•alotropia do oxigênio: gás oxigênioe ozônio; 
•alotropia no fósforo: fósforo branco e fósforo vermelho.
LIGAÇÕES COVALENTES 
• Ligação covalente consiste no 
compartilhamento de elétrons entre 
átomos. Esse compartilhamento leva 
à formação de espécies menos 
energéticas, ou mais estáveis que os 
átomos isolados.
• A ligação covalente seria, então, o 
resultado das interações de dois elétrons e 
dois núcleos, o que acaba provocando 
abaixamento da energia potencial nos 
átomos.
• Quanto à ordem:
- simples: uma par de elétron é
compartilhado por dois átomos;
- dupla: quando dois pares de elétrons são 
compartilhados;
- tripla: três pares de elétrons
compartilhados.
• Quanto à forma:
- sigma: quando o orbital molecular é
resultado da interpenetração frontal de 
orbitais atômicos (ligação mais forte).
-pi:quando os orbitais atômicos estiverem em 
eixos paralelos, podem interpenetrar-se 
lateralmente, originando um orbital molecular 
(ligação mais fraca).
• Quanto à polaridade: a ligação 
covalente pode apresentar algum caráter 
iônico quando houver diferença de 
eletronegatividade entre os átomos que a 
estabelecem.
- ligação covalente apolar:quando os 
dois átomos que se ligam possuem a 
mesma eletronegatividade;
- ligação covalente polar:quando 
existe diferença de eletronegatividade.
• Fatores que afetam a intensidade 
da ligação covalente: presença de 
pares isolados (elétrons não 
ligantes), tamanho dos átomos 
envolvidos (raio atômico) e ordem 
de ligação.
1. Presença de pares isolados: intensifica as 
forças de repulsão, enfraquecendo a ligação.
2. Raio atômico: quanto maiores forem os 
átomos envolvidos na ligação covalente, mais 
fraca ela será.
3. Ordem de ligação: quanto maior o número 
de pares eletrônicos compartilhados, mais 
curta e mais intensa será a ligação covalente 
entre dois átomos.