Química-ligações químicas

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Ligações Químicas 
Professora: Yasmine Micheletto 
Número atômico (Z): é o número que indica a quantidade de 
prótons existentes no núcleo de um átomo 
OBS: Os átomos são neutros, portanto: 
Número de prótons = número de elétrons 
Número de massa (A): é a soma do número de prótons com o 
número de nêutrons presente no átomo 
A = p+N 
Lembrando... 
Principais características dos 
átomos 
O conjunto formado por átomos de mesmo número atômico é 
denominado elemento químico 
Representação: AX
Z ou ZX
A 
 
2) Determine o número de prótons, elétrons, massa atômica e o 
número de nêutrons dos átomos abaixo. 
a) 12Mg
24 
b) 8O
16 
c) 19K
39 
Relações entre Espécies Químicas 
Isótopos são átomos de um mesmo elemento com mesmo número 
de prótons, mas quantidade diferente número de massa 
Ex: 6C
12 e 6C
13 
 
 
Isóbaros são átomos que possuem o número de massa, mas 
diferente número atômico. 
Ex: 18Ar
40 e 20Ca
40 
 
 
Isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, 
mas diferente número atômico e de massa. 
Ex: 7N
14 e 6C
13 
É a espécie química que apresenta o número de prótons diferente 
do número de elétrons. 
 
Cátions: Quando o átomo perde elétrons 
Ânions: Quando o átomo ganha elétrons 
 Determine o número de prótons, elétrons e o número de nêutrons 
dos íons abaixo. 
a) 17Cl
- (massa atômica: 35) 
b) 11Na
+ (massa atômica: 23) 
c) 20Ca
+2 (massa atômica: 40) 
ÍONS 
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem 
distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre. 
Esta idéia foi desenvolvida 
pelos cientistas Kossel e Lewis 
e ficou conhecida como 
TEORIA DO OCTETO 
 
 
 ligações intramoleculares: 
- ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”; 
- responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos; 
- são elas: iônica, covalente e metálica. 
 
 ligações (ou forças) intermoleculares: 
- ocorrem entre as “moléculas”; 
- responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos; 
- são elas: íon-dipolo; dipolo-dipolo, dipolo-induzido e 
ligação de hidrogênio. 
 
A Tabela Periódica 
Menor eletronegatividade Maior eletronegatividade 
 Valores grandes de eletronegatividade indicam tendência de seqüestrar 
elétrons. 
 Se a estabilidade é atingida pela transferência 
completa de um ou mais elétrons para outro átomo gerando 
íons de cargas opostas e o composto é mantido pela atração 
eletrostática desses íons é chamada de Ligações Iônicas. 
Atração de duas epécies com 
 cargas diferentes 
Atração Eletrostásticas
+
-
+
-
Ligações Iônicas 
REPRESENTAÇÃO DE LEWIS 
Sólido Iônico 
FÓRMULA IÔNICA 
He 
-
Ne 
-
Ar 
-
Kr 
-
Xe 
-
Rn 
-
F 
4.0
Cl 
3.0
Br 
2.8
I 
2.5
At 
2.2
Li 
1.0
Na 
0.9
K 
0.8
Rb 
0.8
Cs 
0.7
Fr 
0.7
H 
2.1
Be 
1.5
Mg 
1.2
Ca 
1.0
Sr 
1.0
Ba 
0.9
Ra 
0.9
Ti 
1.5
Cr 
1.6
Fe 
1.8
Ni 
1.8
Zn 
1.8
As 
2.0
CsCl
MgO
CaF2
NaCl
O 
3.5
Cede elétrons Seqüestra elétrons 
Fórmulas dos Compostos Iônicos 
• Formula eletrônica ou Fórmula de Lewis 
Na fórmula eletrônica ou de Lewis são representados os 
elétrons de valência dos íons. 
+
NaCNa
-
C
2+
CaCa
Br
Br -
2
Br
• Ligação Iônica do Hidrogênio 
O hidrogênio possui alta eletronegatividade em comparação 
com os metais, por isso estabelece com eles ligação iônica. 
H 
-A 3+ AH3 A
3+
A
H
H
H
-
3
H
Ligações Covalentes 
 Configuração estável devido ao compartilhamento de elétrons de átomos 
vizinhos; 
 Átomos ligados convalentemente contribuem com ao menos um elétron, 
cada um, para a ligação; 
 Os elétrons compartilhados pertencem a ambos os átomos; 
Dessa forma o compatilhamento de elétrons forma um 
novo orbital chamado Orbital Molecular. 
Orbitais Atômicos 
(1é cada orbital) 
Orbital Molecular 
(2é no orbital) 
+ 
He 
-
Ne 
-
Ar 
-
Kr 
-
Xe 
-
Rn 
-
F 
4.0
Cl 
3.0
Br 
2.8
I 
2.5
At 
2.2
Li 
1.0
Na 
0.9
K 
0.8
Rb 
0.8
Cs 
0.7
Fr 
0.7
H 
2.1
Be 
1.5
Mg 
1.2
Ca 
1.0
Sr 
1.0
Ba 
0.9
Ra 
0.9
Ti 
1.5
Cr 
1.6
Fe 
1.8
Ni 
1.8
Zn 
1.8
As 
2.0
SiC
C(diamond)
H2O
C 
2.5
H2
Cl2
F2
Si 
1.8
Ga 
1.6
GaAs
Ge 
1.8
O 
2.0
co
lum
n I
VA
Sn 
1.8
Pb 
1.8
Ligações Covalentes 
Ocorre entre: 
 Hidrogênio e hidrogênio; 
 Hidrogênio e não-metais; 
 Não-metais e não metais; 
 Sólidos elementares e compostos sólidos (IVA) 
Ligações Covalentes 
Ligações Metálicas 
Uma ligação metálica se forma quando átomos cedem seus elétrons de 
valência, que então formam um mar de elétrons. O núcleo dos átomos, 
positivamente carregados se ligam, por 
atração mútua, aos elétrons 
carregados negativamente. 
Quando aplica-se uma voltagem elétrica a um metal, os elétrons no mar de 
elétrons podem se mover facilmente e transportar uma corrente. 
 
 Estrutura formada por 
íons positivos e 
elétrons livres de 
valência que formam 
uma “nuvem eletrônica” 
que circula livremente 
entre os íons positivos. 
Ilustração esquemática da ligação 
metálica 
 Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons podem se mover 
em presença de uma f.e.m. ou de um gradiente de temperatura. 
 
 Permitem grande deformação plástica pois as ligações são móveis 
ou seja não são rígidas como as iônicas e as covalentes. 
 
 Possuem o brilho metálico, como os elétrons são muito móveis 
trocam de nível energético com facilidade emitindo fótons. 
 
 São sempre opacos: pela mesma razão acima mas nesse caso 
absorvendo a luz incidente 
 
 
 
 
 Interações intermoleculatres 
Forças atrativas entre moléculas 
 Moléculas polares (dipolo-dipolo) 
 Ligação de hidrogênio 
Ligações de hidrogênio 
Fortes (ex.: água) 
Dipolo-dipolo 
 Intermédias 
 (ex.: acetona) 
Fonte: http://quimicafv.blogspot.com.br 
Fonte: http://quimicanocaic.blogspot.com.br 
 
(entre moléculas polares que contém H ligado a elemento altamente 
eletronegativo) 
Forças atrativas entre moléculas 
 Moléculas apolares-polares (dipolo – dipolo induzido) 
Dipolo-dipolo induzido 
Fracas 
 
Forças atrativas entre moléculas 
d+ d- d+ d- 
Polarização 
Atração 
Dipolo instantâneo-dipolo 
induzido 
As mais fracas 
(ex.: petróleo) 
 Moléculas apolares (London): 
Fonte:http://pt.slideshare.net/filho92/002-agua 
Estado Físico da Matéria 
 A matéria pode se apresentar nos estados sólido, líquido e 
gasoso, designados como estados físicos da matéria. 
 
 
 Outra classificação das forças intermoleculares diz respeito às considerações 
sobre se as forças que manifestam-se entre espécies químicas iguais ou 
diferentes. 
Neste caso teremos uma classificação como: 
 
a) Forças de coesão, que ocorrem entre espécies químicas iguais; 
b) Forças de adesão, que ocorrem entre espécies químicas diferentes. 
 
Esta distinção é importante nos estudos de fenômenos de superfície.