3a Aula Ligações Químicas

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<p>Prof. Ronaldo Costa</p><p>https://youtu.be/0DkyFwgs95M</p><p>https://youtu.be/0DkyFwgs95M</p><p>EXERCITANDO...</p><p>JOGANDO!!!</p><p>https://phet.colorado.edu/sims/html/build-a-molecule/latest/build-a-molecule_pt_BR.html</p><p>https://phet.colorado.edu/sims/html/build-a-molecule/latest/build-a-molecule_pt_BR.html</p><p>Uma molécula é um conjunto de</p><p>��tomos, sejam eles de elementos iguais ou</p><p>diferentes.</p><p>Quando as moléculas interagem entre</p><p>elas, por meio das interações</p><p>intermoleculares, formam as substâncias que</p><p>nós conhecemos do cotidiano.</p><p>Como e porque se formam as</p><p>moléculas?</p><p>A Mecânica Quântica das</p><p>Ligações</p><p>https://youtu.be/tbPzj4GopsM</p><p>https://youtu.be/tbPzj4GopsM</p><p>Ligação química:</p><p>é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos</p><p>unidos.</p><p>Ligação</p><p>química</p><p>Iônica</p><p>Covalente</p><p>Metálica</p><p>Símbolos de Lewis</p><p>Qual o tipo de ligação?</p><p>Qual o tipo de ligação?</p><p>Por que os atomos formam</p><p>uma ligação química?</p><p>Como explicar uma</p><p>ligação química?</p><p>Octeto</p><p>TLV</p><p>TOM</p><p>A regra do octeto</p><p>• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder</p><p>ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados</p><p>por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).</p><p>• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma</p><p>configuração s2p6.</p><p>• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto?</p><p>Ligação Iônica</p><p>Considere a reação entre o sódio e o cloro:</p><p>Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ</p><p>Ligação Iônica</p><p>Considere a reação entre o sódio e o cloro:</p><p>Na  Na+ + 1e- E.I.  Poder Redutor</p><p>Cl2 + 2e-  Cl- (:2)  A.E.  Poder Oxidante</p><p>Na + ½Cl2  NaCl DHºf = -410,9 kJ</p><p>+</p><p>Ligação Iônica</p><p>Ligação Iônica</p><p>Ligação Iônica</p><p>Nomenclatura</p><p>Ligação Covalente</p><p>Ligação Covalente:</p><p>Estruturas de Lewis</p><p>• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de</p><p>Lewis dos elementos:</p><p>• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é</p><p>representado por uma única linha:</p><p>Cl + Cl Cl Cl</p><p>Cl Cl H F</p><p>H O</p><p>H</p><p>H N H</p><p>H</p><p>CH</p><p>H</p><p>H</p><p>H</p><p>Ligação Covalente:</p><p>Estruturas de Lewis</p><p>• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado</p><p>entre dois átomos (ligações múltiplas):</p><p>• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);</p><p>• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);</p><p>• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).</p><p>• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida</p><p>que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.</p><p>H H O O N N</p><p>Ligação Covalente:</p><p>Estruturas de Lewis</p><p>Ressonância: O3</p><p>Ligação Covalente:</p><p>Estruturas de Lewis</p><p>Benzeno</p><p>Ligação metálica</p><p>Ligação metálica</p><p>Modelo de mar de elétrons</p><p>• Utilizamos um modelo deslocalizado para os elétrons em um</p><p>metal.</p><p>– Nenhum elétron é localizado entre dois átomos de metal.</p><p>– Os elétrons podem fluir livremente através do metal.</p><p>– Sem quaisquer ligações definidas, os metais são fáceis de</p><p>deformar (e são maleáveis e dúcteis).</p><p>• Problemas com o modelo do mar de elétrons:</p><p>– À medida que o número de elétrons aumenta, a força da</p><p>ligação deveria aumentar e o ponto de fusão deveria aumentar.</p><p>Ligação metálica</p><p>Modelo de mar de elétrons</p><p>Soluções sólidas e compostos intermetálicos</p><p>duralumínio - alumínio e cobre</p><p>aço – ferro e carbono</p><p>bronze – estanho e cobre</p><p>latão – zinco e cobre</p><p>Soluções sólidas e compostos intermetálicos</p><p>Soluções sólidas e compostos intermetálicos</p><p>Ligação metálica</p><p>Maleabilidade e ductibilidade</p><p>Maleáveis – podem ser entortados e transformados em lâminas.</p><p>Dúcteis – podem ser transformados em fios.</p>