Ligações Quimicas

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ANDRÉIA S. MAGATON
Julho - 2013
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RECONCAVO DA BAHIA
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
COMPLEMENTOS DE QUÍMICA
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Conteúdo
Teoria:
-Ligações Químicas;
- Forças Intermoleculares;
- Grupos Funcionais;
- Isomeria;
- Ácidos e Bases
Avaliações
Unidade I: (N1)
Avaliação Teórica = valor = 07 pontos
Avaliação Prática* = valor = 03 pontos
Unidade II: (N2)
Avaliação Teórica = valor = 07 pontos
Avaliação Prática* = valor = 03 pontos
Unidade III: (N3)
Avaliação Teórica = valor = 07 pontos
Avaliação Prática* = valor = 03 pontos
Obs.: *Há possibilidades de aplicação de exercícios (valendo pontos) em sala de aula.
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Notas
Média do Semestre (NS)= (N1+N2+N3)/3
Média 7,0 Aprovado
1,7 Média < 7,0 Deverá realizar Avaliação Final
Média < 1,7 Reprovado
Nota necessária na final (NF) = 12,5 – 1,5 NS
Se NS (Média do Semestre) = 6,0
NF = 12,5 – 1,5 (6) = 3,5
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Datas das Avaliações Teóricas
Avaliação I = 31/07
Avaliação II = 04/09
Avaliação III = 09/10
Avaliação Final= 16 ou 23/10/2013
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- Toda matéria é formada por átomos;
- Os átomos são formados por nêutrons, prótons e
elétrons. Os prótons são partículas carregadas
positivamente e os nêutrons não possuem carga. Essas
duas partículas constituem o núcleo atômico e são
responsáveis pela massa atômica. Os elétrons são
carregados negativamente e se encontram circulando o
núcleo. Cada átomo contém um número de elétrons igual
ao de prótons e, por consequência, é eletricamente
neutro.
Introdução
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- O volume ocupado pelos elétrons, denominado
eletrosfera, é extremamente maior que o tomado pelo
núcleo.
- Os elétrons têm um papel predominante sobre as
propriedades químicas e físicas dos elementos e dos
compostos químicos.
Introdução
Átomo de Bohr
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- Toda matéria é formada por átomos;
- Os átomos se ligam e formam moléculas ou compostos
iônicos. Obs: compostos iônicos são aglomerados de íons
(íons são átomos ou grupos de átomos com carga elétrica);
Introdução
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Introdução
H + H H H
H H
H + H + O O
Átomos Moléculas
H H
H + H + O O
Moléculas: 
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Introdução
Composto iônico: 
Ligações Químicas
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Ligações Químicas
- Ligação Química: “É a união entre dois átomos”
- Átomos: estrutura atômica – núcleo (prótons e nêutrons) e
eletrosfera (elétrons)
- Número de elétrons e distribuição eletrônica – muito
importante para o entendimento de ligações químicas!
- Distribuição eletrônica – Linus Pauling desenvolveu um
esquema simples e útil para se fazer a distribuição de
elétrons nos orbitais dos átomos dos diferentes elementos
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Ligações Químicas
- Distribuição eletrônica – Diagrama de Linus Pauling:
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Ligações Químicas
- Fazer a distribuição eletrônica dos seguintes elementos:
Li (3):
Be (4):
B (5):
C (6):
N (7):
O (8):
F (9):
Ne (10):
S (16):
Cl (17):
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Ligações Químicas
Distribuição dos Elétrons: 
Camadas Internas e Camada de valência
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Ligações Químicas
Camada de valência dos elementos do
grupo principal:
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Ligações Químicas
1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
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A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as
configurações eletrônicas.
O número do período é o valor de n.
Os grupos 1 A e 2 A têm o orbital s preenchido.
Os grupos 3 A – 8 A têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3 B – 2B têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configurações eletrônicas e tabela periódica:
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Ligações Químicas
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Raio Atômico
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É a quantidade de energia necessária para remover
um elétron de um átomo no estado gasoso, isolado e
em seu estado fundamental:
Quanto maior a energia de ionização, mais difícil a
remoção de um elétron.
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Em cada período, a energia de ionização aumenta com 
o aumento do número atômico.
Em cada grupo a energia de ionização geralmente
diminui com o aumento do número atômico, ou seja,
diminui à medida que descemos em um grupo. Em
átomos maiores é mais fácil remover um elétron do
orbital mais volumoso.
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É o oposto da energia de ionização.
A afinidade eletrônica é a alteração de energia
quando um átomo no estado gasoso, isolado e em
seu estado fundamental ganha um elétron para
formar um íon:
Mede a atração, ou afinidade, de um átomo pelo
elétron adicionado. A afinidade eletrônica aumenta à
proporção que caminhamos em direção aos
halogênios (Grupo 7A).
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Propriedades Periódicas
As propriedades periódicas (raio atômico, energia
de ionização, afinidade eletrônica,
eletronegatividade) são muito importantes!
Estas propriedades determinam o tipo de ligação
química entre os elementos da tabela (ligação
iônica, covalente, metálica).
As ligações químicas entre os elementos
determinam propriedades químicas e físicas das
substâncias formadas.
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Ligações Químicas
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Ligações Químicas
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Ligações Químicas
Ligações Iônicas
Ligações Iônicas
Formação do NaCl:
Ligações Iônicas
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Ligações Iônicas
- Formação do NaCl:
Na = 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
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Ligações Químicas
- Formação do NaCl:
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Ligações Químicas
- Formação do NaCl: Energia envolvida
Formação do NaCl
 Atração entre íons de cargas opostas: 
E = - 498 kJ/mol
A energia liberada pela
atração entre íons de
cargas contrárias mais
do que compensa a
natureza endotérmica
das energias de
ionização, tornando a
formação de
compostos iônicos um
processo exotérmico
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Ligações Iônicas
Reação de 
Formação 
do NaCl
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Ligações Iônicas
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Ligações Iônicas
Formam-se ligações iônicas quando elementos
de alta afinidade eletrônica reagem com
elementos de baixa energia de ionização;
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Ligações Iônicas
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Ligações Iônicas
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Ligações Iônicas
A força das ligações iônicas depende de dois fatores:
- Carga dos íons envolvidos: quanto maior a carga, mais forte
é a ligação!
- Distância entre os íons (tamanho dos íons): quanto menor a
distância entre os íons, mas forte a ligação iônica!
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Propriedades de Compostos Iônicos
Condução de Corrente Elétrica:
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Propriedades de Compostos Iônicos
- Sólidos Rígidos
Exemplo: fosfato de cálcio
- Temperatura de Fusão Elevada: 2800 ºC
Exemplo: MgO – revestimento de fornos
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Exercícios
- Escreva a fórmula de Lewis dos seguintes
compostos iônicos:
-Cloreto de cálcio;
-Óxido de sódio;
-Sulfeto de potássio;
-Óxido de Alumínio;
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Ligações Covalentes
Definição de ligação covalente (Segundo Lewis)
Uma ligação covalente ocorre quando os átomos
compartilham um ou mais pares de elétrons.
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Ligações Covalentes
Escrevendo estruturas das moléculas: Estruturas de Lewis
Exemplo: CH3F; CH4; NH3
1) Encontramos o número total de elétrons de valência
2) Determinamos o átomo central – o átomo central é aquele com
capacidade de fazer muitas ligações. Exemplos de átomos
centrais frequentes: C, N, P e S.
Halogênios (7A): geralmente terminais, exceto nos oxiácidos,
como no HClO4
Oxigênio: átomo central na água, mas com C, N, P e
halogênios é terminal;
Hidrogênio: sempre terminal!
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Ligações Covalentes
3) Usamos pares de elétrons para formar ligações entre os átomos
4) Alinhamos o restante dos elétrons em pares de tal maneira que
cada hidrogênio tenha 2 elétrons e os demais átomos 8
elétrons.
5) Se necessário utilizamos ligações múltiplas para dar ao átomo
a configuração de gás nobre.
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- Hidrocarbonetos: compostos formados por carbono e hidrogênio
Exemplos: CH4, C2H6, C3H8, C5H12, C2H4, C2H2;
-Formas de representação dos compostos orgânicos: fórmulas de
pontos, fórmulas de traços, fórmulas condensadas, fórmulas de linhas
Fórmulas Estruturais para 
Compostos Orgânicos
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- Exemplos:
Fórmulas Estruturais para 
Compostos Orgânicos
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- Exemplos:
FórmulasEstruturais para 
Compostos Orgânicos
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- Exemplos:
Fórmulas Estruturais para 
Compostos Orgânicos
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- Exemplos:
Fórmulas Estruturais para 
Compostos Orgânicos
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- Exemplos:
Fórmulas Estruturais para 
Compostos Orgânicos
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- Exemplos:
Fórmulas Estruturais para 
Compostos Orgânicos