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• Ligações Químicas Tópico: Ligação Química • 1. Introdução às Ligações Químicas • Definição de ligação química. • Importância das ligações químicas na formação de moléculas e compostos. • 2. Tipos de Ligações Químicas • Ligação Iônica • Formação de ligações iônicas. • Exemplos e propriedades. • Ligação Covalente • Formação de ligações covalentes. • Exemplos e propriedades. • Ligação Metálica • Características das ligações metálicas. • Propriedades dos metais. • 3. Estruturas de Lewis • Regras para desenhar estruturas de Lewis. • Exemplos de estruturas de Lewis para diferentes moléculas. • 4. Geometria Molecular e a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (VSEPR) • Princípios da teoria VSEPR. • Geometrias moleculares comuns (linear, angular, tetraédrica, trigonal planar, etc.) • 5. Polaridade das Moléculas • Definição de polaridade. • Determinação da polaridade com base na estrutura molecular. • 6. Interações Intermoleculares • Forças de Van der Waals • Ligações de Hidrogênio • Forças Dipolo-Dipolo • 7. Aplicações das Ligações Químicas na Vida Cotidiana • Exemplos de compostos importantes e suas ligações químicas. • Importância das ligações químicas na biologia, medicina e tecnologia. Ligação Química 1. Introdução às Ligações Químicas As ligações químicas são interações que mantêm os átomos unidos em uma molécula ou composto. Elas são fundamentais para a formação de substâncias químicas e determinam muitas de suas propriedades. Sem ligações químicas, não haveria moléculas complexas ou compostos estáveis. 2. Tipos de Ligações Químicas Ligação Iônica As ligações iônicas ocorrem entre átomos que transferem elétrons entre si, formando íons positivos e negativos que se atraem mutuamente. Exemplos incluem o cloreto de sódio (NaCl). As propriedades típicas incluem alto ponto de fusão e ebulição, e a capacidade de conduzir eletricidade quando dissolvidos em água. Ligação Covalente As ligações covalentes ocorrem quando os átomos compartilham pares de elétrons. Esse tipo de ligação é comum entre não-metais. Exemplos incluem a molécula de água (H₂O) e o dióxido de carbono (CO₂). As ligações covalentes podem ser simples, duplas ou triplas, dependendo do número de pares de elétrons compartilhados. Ligação Metálica As ligações metálicas ocorrem entre átomos de metais, onde os elétrons de valência formam um "mar" de elétrons deslocalizados ao redor dos núcleos atômicos. Isso confere aos metais suas propriedades características, como condutividade elétrica e térmica, maleabilidade e ductilidade. 3. Estruturas de Lewis As estruturas de Lewis são diagramas que representam os elétrons de valência dos átomos em uma molécula. Eles ajudam a visualizar a distribuição dos elétrons e a prever a formação de ligações covalentes. Para desenhar uma estrutura de Lewis: Conte os elétrons de valência de todos os átomos. Coloque o átomo menos eletronegativo no centro. Distribua os elétrons para satisfazer a regra do octeto (ou dueto, para hidrogênio). 4. Geometria Molecular e a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (VSEPR) A teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) é usada para prever a geometria de moléculas com base na repulsão entre pares de elétrons na camada de valência dos átomos. Geometrias comuns incluem: Linear: 180° (ex. CO₂) Angular: <120° ou <109.5° (ex. H₂O) Tetraédrica: 109.5° (ex. CH₄) Trigonal Planar: 120° (ex. BF₃) 5. Polaridade das Moléculas A polaridade de uma molécula é determinada pela distribuição desigual de cargas devido às diferenças de eletronegatividade entre os átomos e pela geometria molecular. Moléculas polares têm um dipolo elétrico, enquanto moléculas apolares não têm. Exemplo: H₂O é polar, enquanto CO₂ é apolar. 6. Interações Intermoleculares Forças de Van der Waals Interações fracas que ocorrem entre todas as moléculas, devido a dipolos temporários induzidos. Incluem forças de dispersão de London e forças dipolo-dipolo. Ligações de Hidrogênio Interações fortes que ocorrem quando um átomo de hidrogênio ligado a um átomo altamente eletronegativo (N, O, F) é atraído por um par de elétrons não ligantes em outro átomo eletronegativo. Exemplos incluem a água (H₂O) e o DNA. Forças Dipolo-Dipolo Interações que ocorrem entre moléculas polares, onde o dipolo positivo de uma molécula é atraído pelo dipolo negativo de outra. Essas forças são mais fortes que as forças de dispersão de London, mas mais fracas que as ligações de hidrogênio. 7. Aplicações das Ligações Químicas na Vida Cotidiana As ligações químicas são fundamentais para a existência e funcionamento de inúmeras substâncias e materiais em nosso cotidiano. Por exemplo: A água (H₂O), essencial para a vida, é formada por ligações covalentes polares e exibe ligações de hidrogênio. O sal de cozinha (NaCl) é um composto iônico que dissolve em água para liberar íons essenciais ao corpo humano. Os metais, como o ferro e o cobre, utilizam ligações metálicas que lhes conferem propriedades úteis em construções e eletrônica. Referências : Ligações Químicas Gerais: Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., & Murphy, C. (2014). Chemistry: The Central Science (13th ed.). Pearson. Tro, N. J. (2020). Chemistry: A Molecular Approach (5th ed.). Pearson. Ligação Iônica: Atkins, P., & de Paula, J. (2010). Atkins' Physical Chemistry (9th ed.). Oxford University Press. Ligação Covalente: McMurry, J. (2017). Organic Chemistry (9th ed.). Cengage Learning. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th ed.). Pearson. Ligação Metálica: Shriver, D. F., & Atkins, P. W. (1999). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Oxford University Press. Estruturas de Lewis: Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., & Murphy, C. (2014). Chemistry: The Central Science (13th ed.). Pearson. Teoria VSEPR: Gillespie, R. J., & Popelier, P. L. A. (2001). Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities. Oxford University Press. Polaridade das Moléculas: Silberberg, M. S. (2012). Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (6th ed.). McGraw-Hill Education. Interações Intermoleculares: Atkins, P., & de Paula, J. (2010). Atkins' Physical Chemistry (9th ed.). Oxford University Press. Aplicações das Ligações Químicas na Vida Cotidiana: Emsley, J. (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (New ed.). Oxford University Press.
