Modelo Atômico,Tabela Periódica e ligações-1

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<p>QUÍMICA GERAL</p><p>Modelo Atômico</p><p>Tabela Periódica e Propriedades</p><p>Ligações Químicas</p><p>Professora: Aryalle Cruz</p><p>ELEMENTO: é uma substância que não pode ser</p><p>decomposta em materiais mais simples através de</p><p>reações químicas. Ex: Na, Cl, Br, H, Mg, etc. Podem</p><p>combinar-se formando os compostos.</p><p>COMPOSTO: é uma substância formada a partir de</p><p>dois ou mais elementos na qual estes são sempre</p><p>combinados proporcionalmente de forma fixa (i.e.</p><p>constante) em termos de massa. Os compostos só são</p><p>separados nos componentes puros por processos</p><p>químicos. Ex: H2O, CCl4, etc.</p><p>SUBSTÂNCIA: tem a composição definida e propriedades</p><p>próprias. Podem ser identificadas por: aspecto, cheiro,</p><p>paladar, etc.</p><p>MISTURA: é uma combinação de duas ou mais</p><p>substâncias em que estas mantêm a sua identidade</p><p>própria. Têm composição variável. Podem ser desfeitas</p><p>por meios puramente físicos, mantendo os seus</p><p>constituintes a identidade inicial. Ex: Ar, refrigerantes, leite,</p><p>cimento.</p><p>Teoria Atômica</p><p>1. Teoria de Dalton</p><p>2. Teoria de Thomson</p><p>3. Teoria de Rutherford</p><p>4. O modelo Atômico Atual</p><p>EVOLUÇÃO NOS MODELOS ATÔMICOS</p><p>J. Dalton Início XIX J.J. Thomson XIX E. Rutherford-Bohr XX</p><p> Átomos</p><p>indivisíveis</p><p> Átomos de um</p><p>mesmo elemento</p><p>são iguais</p><p> Átomos</p><p>combinam-se</p><p>entre si para</p><p>formar novos</p><p>compostos</p><p> Descoberta dos</p><p>elétrons (-)</p><p> Átomos formados</p><p>por uma esfera</p><p>maciça positiva</p><p>com elétrons</p><p>incrustrados</p><p>“pudim de passas”</p><p> Descoberta dos</p><p>prótons (+) e do</p><p>átomo nuclear</p><p> Elétrons existiam ao</p><p>redor do núcleo</p><p>(eletrosfera)</p><p> Eletrosfera : dividida</p><p>em camadas e</p><p>subcamadas (por</p><p>ordem de energia)</p><p>CARACTERÍSTICAS GERAIS DOS</p><p>ELEMENTOS</p><p>Obs. Os semimetais apresentam</p><p>propriedades intermediárias entre</p><p>os metais e os ametais.</p><p>Uso em pólvora e pneusUso em moedas</p><p>e joias</p><p>QuebradiçosMaleáveis e dúcteis</p><p>Não condutoresCondutores de</p><p>eletricidade e calor</p><p>Sem brilhoBrilhantes</p><p>AMETAISMETAIS</p><p>Período</p><p>Estrutura da Tabela Periódica</p><p> Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de</p><p>camadas dos elementos.</p><p> Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem</p><p>o número de elétrons da camada de valência.</p><p>CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS</p><p>Hidrogênio Metais Ametais Semimetais Gases nobres</p><p>9</p><p>Figura 5: Classificação dos elementos – Tabela Periódica.</p><p>ht</p><p>tp</p><p>:/</p><p>/t</p><p>ab</p><p>el</p><p>ap</p><p>er</p><p>io</p><p>di</p><p>ca</p><p>co</p><p>m</p><p>pl</p><p>et</p><p>a.</p><p>co</p><p>m</p><p>.b</p><p>r</p><p>Alguns dos grupos na tabela periódica recebem</p><p>nomes especiais e indicam as similaridades entre os</p><p>membros de um grupo.</p><p>10</p><p>Tabela 2: Grupos da tabela periódica</p><p>Grupo Nome Elementos</p><p>1A Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr</p><p>2A Metais alcalinos terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra</p><p>6A Calcogênios O, S, Se, Te, Po</p><p>7A Halogênios F, Cl, Br, I, At</p><p>8A Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn</p><p>TABELA PERIÓDICA</p><p>ESTRUTURA DA TABELA PERIÓDICA</p><p>OBSERVAÇÕES IMPORTANTES:</p><p>• Grupo B - o número do grupo é diferente do número</p><p>de elétrons da última camada e todo elemento de</p><p>transição possui sempre 2 elétrons de valência.</p><p>• 1B e 2B - são os metais nobres e raros, possuem o</p><p>subnível - d completo.</p><p>• Classificação dos elementos quanto ao estado físico:</p><p>Gasosos: todos do grupo 8A, H, N, O, F e Cl.</p><p>Líquidos: Hg e Br.</p><p>Sólidos: os demais.</p><p>12</p><p>Tabela 1 – Comparação entre partículas</p><p>subatômicas</p><p>Partículas Carga</p><p>Prótons Positiva (1+)</p><p>Nêutrons Nenhuma (neutra)</p><p>Elétrons Negativa (1-)</p><p>O ÁTOMO NUCLEAR</p><p>n = n° de nêutrons</p><p>A= n° de Massa</p><p>Z = nº Atômico = nº Prótons</p><p>A = Z + n</p><p>ISÓTOPOS</p><p>São elementos que possuem o mesmo número</p><p>atômico (Z), porém com massa atômica (A)</p><p>diferentes (n° neutrons ≠).</p><p>Exemplos:</p><p>13</p><p>12C11C 14C13C6 6 66</p><p>2H1H 3H1 1 1</p><p>37Cl35Cl17 17</p><p>nuclídeos</p><p>nuclídeos</p><p>nuclídeos</p><p>ISÓBAROS</p><p>São elementos diferentes que possuem o</p><p>mesmo massa atômica (A)</p><p>Exemplos:</p><p>O cálcio (Ca) é isóbaro do Potássio (K)</p><p>Ca – Z = 20 ----- A = 40</p><p>K – Z = 19 ----- A = 40 14</p><p>MODELO ATÔMICO DE NIELS</p><p>BÖHR</p><p>núcleo</p><p>Camadas</p><p>ou níveis Níveis</p><p>de</p><p>Energia</p><p>Nome</p><p>da</p><p>Camada</p><p>n°</p><p>máximo</p><p>elétrons</p><p>1° K 2</p><p>2° L 8</p><p>3° M 18</p><p>4° N 32</p><p>5° O 32</p><p>6° P 18</p><p>7° Q 8</p><p>DIAGRAMA DE PAULING</p><p>17</p><p>Figura 5: Classificação dos elementos – Tabela Periódica.</p><p>ht</p><p>tp</p><p>:/</p><p>/t</p><p>ab</p><p>el</p><p>ap</p><p>er</p><p>io</p><p>di</p><p>ca</p><p>co</p><p>m</p><p>pl</p><p>et</p><p>a.</p><p>co</p><p>m</p><p>.b</p><p>r</p><p>PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS</p><p>Definição: são as propriedades que variam em</p><p>função dos números atômicos dos elementos.</p><p>Podem ser de dois tipos:</p><p> Aperiódicas: são as propriedades cujos</p><p>valores aumentam ou diminuem continuamente</p><p>com o aumento do número atômico.</p><p> Periódicas: são as propriedades que oscilam</p><p>em valores mínimos e máximos, repetidos</p><p>regularmente com o aumento do número</p><p>atômico.</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>H He</p><p>Li</p><p>Na</p><p>F</p><p>He</p><p>Fr</p><p>RAIO ATÔMICO:</p><p>• Cresce com o aumento do</p><p>número de camadas.</p><p>• Quando o número de</p><p>camadas é igual , diminui</p><p>com o aumento do número</p><p>atômico.</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>AFINIDADE ELETRÔNICA: é a energia liberada quando</p><p>um átomo ganha um elétron, no estado gasoso.</p><p>Observações:</p><p>1) A afinidade eletrônica numericamente é igual ao potencial de</p><p>ionização.</p><p>2) Os gases nobres apresentam afinidade eletrônica igual a zero.</p><p>X(g) + e- → X-</p><p>(g) + Energia (exotérmica)</p><p>F</p><p>Fr</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>Eletropositividade: mede a tendência do elemento em</p><p>perder elétrons, define o seu caráter metálico.</p><p>F</p><p>Fr</p><p>Eletronegatividade: mede a tendência do elemento em</p><p>ganhar elétrons, define o seu caráter ametálico.</p><p>F</p><p>Fr</p><p>Ordem de eletronegatividade:</p><p>F / O / N /Cl / Br / I / S / P / C / H</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>Reatividade Química: indica a capacidade de combinação</p><p>do elemento químico.</p><p>Metais: maior eletropositividade, implica em maior reatividade.</p><p>Ametais: maior eletronegatividade, implica em maior reatividade.</p><p>F</p><p>Fr</p><p>Cu</p><p>Ag</p><p>AuPt Hg</p><p>Obs. Os metais nobres são menos</p><p>eletropositivos que o hidrogênio.</p><p>Propriedades Periódicas Especiais</p><p>Densidade: relação entre a massa e o volume.</p><p>Obs. O Ósmio é o elemento</p><p>mais denso.</p><p>Obs. Nas famílias o volume</p><p>atômico não obedece a variação</p><p>da densidade e sim a massa</p><p>atômica.</p><p>Os</p><p>Volume Atômico: é o volume ocupado por um átomo-grama</p><p>do elemento no estado sólido.</p><p>Os</p><p>W</p><p>C</p><p>Propriedades Periódicas Especiais</p><p>Ponto de Fusão e Ebulição:</p><p>Observações:</p><p>1) O elemento de maior ponto de fusão é o Carbono - C, este</p><p>não obedece a regra de posicionamento na tabela.</p><p>2) O elemento de maior ponto de ebulição é o Tungstênio - W.</p><p>3) Os metais alcalinos e alcalinos terrosos contrariam a regra,</p><p>o PF e o PE crescem de baixo para cima.</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>RESUMO GERAL:</p><p>F</p><p>Fr</p><p>R. Atômico / Eletrop. / Reat. M.</p><p>F</p><p>Fr</p><p>P. Ioniz. / Eletron. / Reat. A.</p><p>Os</p><p>Densidade</p><p>Os</p><p>C</p><p>Vol, Atômico</p><p>W</p><p>C</p><p>PF / PE</p><p>PROPRIEDADES PERIÓDICAS</p><p>26</p><p>Fi</p><p>gu</p><p>ra</p><p>6</p><p>: P</p><p>ro</p><p>pr</p><p>ie</p><p>da</p><p>de</p><p>s</p><p>pe</p><p>rió</p><p>di</p><p>ca</p><p>s</p><p>do</p><p>s</p><p>el</p><p>em</p><p>en</p><p>to</p><p>s.</p><p>A posição do elemento revela suas propriedades</p><p>ÍONS E COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>27</p><p>Átomos podem perder ou ganhar elétrons  ÍONS</p><p>Íon (+)  CÁTION Íon (-)  ÂNION</p><p>Átomos podem perder ou ganhar mais de um elétron</p><p>Cargas iônicas, representadas por índice superior</p><p>Nos CÁTIONS: +, 2+, 3+ Nos ÂNIONS: -, 2-, 3-</p><p> São ELETRICAMENTE NEUTROS</p><p>(cargas positivas = cargas negativas)</p><p>Portanto:</p><p>- existe um Na+ para cada Cl- gerando NaCl</p><p>- existe um Ba2+ para dois Cl- gerando BaCl2</p><p>Em geral, a carga de um íon torna-se o índice do</p><p>outro (sem sinal): Mg2+ + N3- Mg3N2</p><p>íon magnésio íon nitrogênio Composto iônico</p><p>(nitreto de magnésio)28</p><p>COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>29</p><p>Previsão das cargas iônicas</p><p>Posição do elemento na Tabela Periódica</p><p>CÁTIONS ÂNIONS</p><p>METAIS tendem a perder e- e NÃO METAIS</p><p>tendem a ganhar e-</p><p>ÍONS E COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>Ligações químicas:</p><p>transferência ou compartilhamento de e-</p><p>Elementos buscam a estabilidade</p><p>COMPOSTOS IÔNICOS: formados pela combinação</p><p>de íons  LIGAÇÃO IÔNICA (transferência de e-)</p><p> Geralmente entre METAL + NÃO METAL30</p><p>Na+ + Cl- NaCl</p><p>Íon sódio Íon cloro Composto iônico</p><p>(cloreto de sódio)</p><p>ÍONS E COMPOSTOS IÔNICOS</p><p> São ELETRICAMENTE NEUTROS</p><p>(cargas positivas</p><p>= cargas negativas)</p><p>Portanto:</p><p>- existe um Na+ para cada Cl- gerando NaCl</p><p>- existe um Ba2+ para dois Cl- gerando BaCl2</p><p>Em geral, a carga de um íon torna-se o índice do</p><p>outro (sem sinal): Mg2+ + N3- Mg3N2</p><p>íon magnésio íon nitrogênio Composto iônico</p><p>(nitreto de magnésio)31</p><p>COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>H• + H• H H ou H H O OC ou O C O</p><p>Ligação covalente Ligação covalente coordenada</p><p>MOLÉCULAS E COMPOSTOS</p><p>MOLECULARES</p><p>32</p><p> Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos</p><p>ligados entre si (NÃO METAIS):</p><p>Compartilhamento de e-</p><p> Suas fórmulas químicas indicam quais átomos</p><p>compõem a molécula e em qual proporção são</p><p>encontrados.</p><p> Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e</p><p>C2H4.</p><p>COMPOSTOS:</p><p>IÔNICOS X MOLECULARES</p><p>IÔNICOS</p><p>Formado por íons</p><p>Combinam metais</p><p>e não-metais</p><p>Exemplos: NaCl,</p><p>CaCl2</p><p>MOLECULARES</p><p>Formado por</p><p>moléculas</p><p>Em geral, somente</p><p>não-metais</p><p>Exemplos: H2O; CH433</p><p>34</p><p>- Átomo é neutro: número de prótons = número de</p><p>elétrons</p><p>- A massa do elétron é desprezível em relação à</p><p>massa do próton e do nêutron.</p><p>- Número atômico (Z) = número de prótons no</p><p>núcleo</p><p>- Número de massa (A) = número de prótons +</p><p>número de nêutrons no núcleo</p><p>átomo de Oxigênio</p><p>A</p><p>ZX</p><p>16</p><p>8O</p><p>O ÁTOMO NUCLEAR</p><p>LIGAÇÕES QUÍMICAS</p><p> Conceito Geral: Combinação entre átomos,</p><p>moléculas e íons onde cada espécie química</p><p>procura uma maior estabilidade.</p><p>Menos estáveis</p><p>Mais estáveis</p><p>Átomos</p><p>isolados</p><p>Átomos</p><p>ligados</p><p>E</p><p>ne</p><p>rg</p><p>ia</p><p>DEFINIÇÕES</p><p> Estado Natural dos Átomos: os átomos</p><p>são encontrados na natureza combinados de</p><p>modo a adquirir maior estabilidade.</p><p> Estabilidade química: os átomos</p><p>precisam completar seus orbitais incompletos</p><p>perdendo ou ganhando elétrons da última</p><p>camada.</p><p> Camada de Valência: as ligações</p><p>químicas, de um modo geral, envolvem</p><p>apenas a última camada do átomo.</p><p>REGRA DO OCTETO</p><p> Descrição: O átomo adquire</p><p>estabilidade ao completar oito elétrons na</p><p>última camada, imitando os gases nobres.</p><p>Configuração Geral: ns2 np6</p><p>↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓</p><p>Obs. Esta regra só é válida para os</p><p>elementos representativos. Exceção para o</p><p>H, Li, B e Be.</p><p>REGRA DO DUETO</p><p> Descrição: O átomo adquire estabilidade ao</p><p>completar a camada de valência com dois</p><p>elétrons, imitando o gás nobre - He.</p><p>Configuração Geral: ns2</p><p>↑ ↓</p><p>Obs. Esta regra só é válida para os</p><p>elementos representativos: H, Li, B e Be.</p><p>TIPOS DE LIGAÇÃO</p><p> IÔNICA ou ELETROVALENTE</p><p> COVALENTE ou MOLECULAR:</p><p>- Simples</p><p>- Dativa</p><p> INTERMOLECULAR</p><p> METÁLICA</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p> Definição: ocorre através da transferência</p><p>definitiva de elétrons de um átomo para outro,</p><p>dando origem a íons de cargas contrárias, que se</p><p>atraem formando um aglomerado iônico ou retículo</p><p>cristalino.</p><p>Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.</p><p>Na (Z = 11) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s1</p><p>Cl ( Z = 17) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5</p><p>Na+ Cl-Na Cl</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>Configuração dos Átomos:</p><p>Na Cl</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>Transferência do elétron:</p><p>Na Cl</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>Formação dos íons:</p><p>Na+ Cl-</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>Atração Eletrostática:</p><p>Na+ Cl-</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>Atração Eletrostática:</p><p>Na+ Cl-</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:</p><p>FÓRMULA DOS</p><p>COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>[A]+X</p><p>Y</p><p>[B]-Y</p><p>X</p><p>∑ Cargas = + xy – xy = zero</p><p>Exemplos:</p><p>Ca+2 + Br-1 → CaBr2</p><p>AL+3 + S-2 → Al2S3</p><p>LIGAÇÕES DOS GRUPOS - A</p><p>Grupo Carga Grupo Carga</p><p>1A + 1 5A - 3</p><p>2A + 2 6A - 2</p><p>3A + 3 7A - 1</p><p>Exemplos:</p><p>a) K+Cl- → KCl</p><p>b) Ca+2I-1 → CaI2</p><p>c) Al+3S-2 →Al2S3</p><p>d) Fe+3O-2 → Fe2O3</p><p>CARACTERÍSTICAS DOS</p><p>COMPOSTOS IÔNICOS</p><p> Sólidos a temperatura ambiente.</p><p> Ponto de Fusão e Ebulição muito</p><p>elevados.</p><p> Conduzem corrente elétrica fundidos ou</p><p>em solução aquosa.</p><p>Melhor solvente é a água.</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE OU</p><p>MOLECULAR</p><p> Definição: Ocorre através do</p><p>compartilhamento de um par de elétrons entre os</p><p>átomos que possuem pequena ou nenhuma</p><p>diferença de eletronegatividade, se unindo por</p><p>atração magnética dos orbitais da última camada.</p><p> Tipos de Ligações Covalentes:</p><p>- Covalente Simples.</p><p>- Covalente Dativa.</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE</p><p>SIMPLES OU NORMAL</p><p> Definição: é assim chamada quando o par</p><p>eletrônico compartilhado é formado por um</p><p>elétron de cada átomo ligante.</p><p>Exemplo: formação do cloro – Cl2.</p><p>Cl ( Z = 17) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5</p><p>ClCl Cl2 ou Cl - Cl</p><p>Fórmula de Lewis Molecular Estrutural</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE</p><p>SIMPLES OU NORMAL</p><p>Configuração dos Átomos:</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE</p><p>SIMPLES OU NORMAL</p><p>Atração Magnética:</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE</p><p>SIMPLES OU NORMAL</p><p>Atração Magnética:</p><p>EXEMPLOS DE LIGAÇÕES</p><p>COVALENTES SIMPLES</p><p>O2 ou O = O OO</p><p>N2 ou N ≡ N NN</p><p>O HH H2O ou H - O - H</p><p>ClH HCl ou H - Cl</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA</p><p>OU COORDENADA</p><p> Definição: é assim chamada quando o par</p><p>eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos</p><p>que participa da ligação, só ocorre quando todas as</p><p>ligações covalentes simples possíveis já</p><p>aconteceram.</p><p>Exemplo: formação do SO2.</p><p>OS O+</p><p>OS</p><p>O</p><p>S = O + O → S = O</p><p>O</p><p>MOLÉCULAS DO TIPO HXEOY</p><p>ÁCIDOS OXIGENADOS</p><p> Nessas fórmulas todos os átomos de oxigênio</p><p>aparecem ligados ao elemento central e cada átomo</p><p>de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio.</p><p>Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4</p><p>OO S</p><p>O</p><p>O</p><p>HH H - O - S - O - H</p><p>O</p><p>O</p><p>LIGAÇÕES SÍGMA (σ) E PI (π)</p><p> Ligações σ: ocorrem através da interpenetração de</p><p>orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo, por isso</p><p>é uma ligação forte e difícil de ser rompida.</p><p> Ligações π: ocorrem apenas com orbitais do tipo p</p><p>que se interpenetram lateralmente segundo eixos</p><p>paralelos, por isso é uma ligação mais fraca e fácil de ser</p><p>rompida.</p><p>Obs. As ligações π só ocorrem após a ligação σ, que é</p><p>única entre dois átomos.</p><p>HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS</p><p> Definição: artifício utilizado por alguns</p><p>elementos para formarem um maior número de</p><p>ligações covalentes simples.</p><p>Hibridização Ocorrências Geometria Ângulo</p><p>sp Be e Mg Linear 180°</p><p>sp2 B e Al Trigonal 120°</p><p>sp3 C e Si Tetraédrica 109° 28’</p><p>Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de</p><p>Hibridização.</p><p>EXEMPLOS DE HIBRIDIZAÇÃO</p><p> Casos em que o átomo híbrido não</p><p>completa o seu octeto.</p><p>FB</p><p>F</p><p>F F - B - F</p><p>F</p><p>BeCl2 ClBeCl Cl - Be - Cl</p><p>BF3</p><p>CARACTERÍSTICAS DOS</p><p>COMPOSTOS MOLECULARES</p><p> Sólidos, líquidos ou gasosos a</p><p>temperatura ambiente.</p><p> Ponto de Fusão e Ebulição inferiores</p><p>aos dos compostos iônicos.</p><p> Bons isolantes: térmico e elétrico.</p><p>PARTICIPANTES DOS</p><p>COMPOSTOS MOLECULARES</p><p>Ametal, Semimetal e Hidrogênio:</p><p>- Ametal</p><p>- Semimetal</p><p>- Hidrogênio</p><p>GEOMETRIA MOLECULAR</p><p>DEPENDE:</p><p>Disposição espacial dos núcleos dos</p><p>átomos.</p><p> Repulsão dos pares eletrônicos das</p><p>ligações ou pares livres dos átomos.</p><p>Obs. Toda molécula formada por dois</p><p>átomos é sempre linear.</p><p>NUVENS ELETRÔNICAS</p><p>Quando se tratar de moléculas com</p><p>três ou mais átomos, considera-se</p><p>uma nuvem eletrônica para os casos:</p><p> Ligação covalente simples</p><p> Ligação covalente dupla</p><p> Ligação covalente tripla</p><p> Par de elétrons não ligante</p><p>POLARIDADE DAS LIGAÇÕES</p><p> Definição: é o acúmulo de cargas elétricas iguais</p><p>em regiões distintas da ligação pólos.</p><p> Ligações iônicas: são fortemente polarizadas,</p><p>onde cada íon que participa da ligação define um</p><p>pólo da ligação.</p><p>+ _</p><p>POLARIDADE DAS LIGAÇÕES</p><p> Ligações covalentes: é função da diferença de</p><p>eletronegatividade entre os átomos da ligação.</p><p>Classificação:</p><p>- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades</p><p>iguais, a nuvem não se deforma.</p><p>- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade</p><p>diferentes, a nuvem se deforma.</p><p>Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade</p><p>entre os átomos maior a polarização.</p><p>Polaridade das Ligações</p><p>Ligação covalente apolar:</p><p>Ligação covalente polar:</p><p>H2 →</p><p>HCl →</p><p>H H</p><p>H Cl</p><p>δ+ δ-</p><p>POLARIDADE DAS MOLÉCULAS</p><p> Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões</p><p>distintas da molécula, sua força depende da polaridade</p><p>das ligações e da geometria molecular.</p><p> Momentum dipolar: é o vetor que orienta a</p><p>polaridade da ligação, pólo positivo para</p><p>o negativo.</p><p>Ex: H → Cl</p><p>µ</p><p> Momentum dipolar resultante (µr): vetor que</p><p>define a polaridade da molécula, soma dos vetores.</p><p>LIGAÇÕES INTERMOLECULARES</p><p> DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de</p><p>substâncias no estado sólido ou líquido.</p><p> Tipos de ligações intermoleculares:</p><p>1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as</p><p>moléculas polares.</p><p>2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas</p><p>fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado</p><p>aos átomos de F, O e N.</p><p>3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido:</p><p>ocorrem entre as moléculas apolares.</p><p>FORÇAS INTERMOLECULARES</p><p>E AS PROPRIEDADES PF E PE</p><p> Dois fatores influem nos PF e PE:</p><p>1) Ligações intermolecular: quanto maior a</p><p>intensidade das forças de ligação, maiores os PF e</p><p>PE da substância.</p><p>2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho</p><p>das moléculas, maiores o PF e PE da substância.</p><p>LIGAÇÃO METÁLICA</p><p> Definição: ligações entre átomos de metais que</p><p>formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos</p><p>por uma nuvem de elétrons livres da camada de</p><p>valência.</p><p>Retículo Cristalino</p><p>CARACTERÍSTICAS DOS METAIS</p><p> Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg</p><p>(líquido).</p><p> Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho,</p><p>exceção para o Mg e Al.</p><p> Densidade superior a da água, exceção para os</p><p>alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.</p><p> PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W =</p><p>3382°C.</p><p> Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior</p><p>condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.</p><p> Maleabilidade e ductilidade.</p><p>LIGAS METÁLICAS</p><p> Definição: materiais com propriedades</p><p>metálicas que contém dois ou mais elementos,</p><p>sendo pelo menos um deles metal. Exemplos:</p><p>- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)</p><p>- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)</p><p>- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)</p><p>- Bronze ( Cu e Sn)</p><p>- Latão (Cu e Zn)</p><p>�QUÍMICA GERAL�Modelo Atômico �Tabela Periódica e Propriedades �Ligações Químicas ��Professora: Aryalle Cruz</p><p>Número do slide 2</p><p>Número do slide 3</p><p>Teoria Atômica</p><p>EVOLUÇÃO NOS MODELOS ATÔMICOS</p><p>CARACTERÍSTICAS GERAIS DOS ELEMENTOS</p><p>Estrutura da Tabela Periódica</p><p>CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS</p><p>Número do slide 9</p><p>TABELA PERIÓDICA</p><p>ESTRUTURA DA TABELA PERIÓDICA</p><p>Número do slide 12</p><p>Número do slide 13</p><p>Número do slide 14</p><p>Número do slide 15</p><p>DIAGRAMA DE PAULING</p><p>Número do slide 17</p><p>PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>Propriedades Periódicas Especiais</p><p>Propriedades Periódicas Especiais</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>PROPRIEDADES PERIÓDICAS</p><p>ÍONS E COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>ÍONS E COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>Número do slide 30</p><p>COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>MOLÉCULAS E COMPOSTOS MOLECULARES�</p><p>COMPOSTOS: �IÔNICOS X MOLECULARES</p><p>Número do slide 34</p><p>LIGAÇÕES QUÍMICAS</p><p>DEFINIÇÕES</p><p>REGRA DO OCTETO</p><p>REGRA DO DUETO</p><p>TIPOS DE LIGAÇÃO</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>LIGAÇÃO IÔNICA</p><p>FÓRMULA DOS COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>LIGAÇÕES DOS GRUPOS - A</p><p>CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES OU NORMAL</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES OU NORMAL</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES OU NORMAL</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES OU NORMAL</p><p>EXEMPLOS DE LIGAÇÕES COVALENTES SIMPLES</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA</p><p>MOLÉCULAS DO TIPO HXEOY� ÁCIDOS OXIGENADOS</p><p>LIGAÇÕES SÍGMA () E PI ()</p><p>HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS</p><p>EXEMPLOS DE HIBRIDIZAÇÃO</p><p>CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS MOLECULARES</p><p>PARTICIPANTES DOS COMPOSTOS MOLECULARES</p><p>GEOMETRIA MOLECULAR</p><p>NUVENS ELETRÔNICAS</p><p>POLARIDADE DAS LIGAÇÕES</p><p>POLARIDADE DAS LIGAÇÕES</p><p>Polaridade das Ligações</p><p>POLARIDADE DAS MOLÉCULAS</p><p>LIGAÇÕES INTERMOLECULARES</p><p>FORÇAS INTERMOLECULARES E AS PROPRIEDADES PF E PE</p><p>LIGAÇÃO METÁLICA</p><p>CARACTERÍSTICAS DOS METAIS</p><p>LIGAS METÁLICAS</p>