Aula 4_Ligação química

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Profª Liana F. Albuquerque
Março de 2012
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Ligação Química
 Iônica
 Covalente
 Metálica
 Intermoleculares
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Ligação Iônica
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Ligação Iônica
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Ligação Iônica
C
Si
Ge
Sn
Pb
Ceder elétrons
Ganhar elétrons
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Ligação Iônica
Propriedades dos compostos iônicos
Alta temperatura de fusão e ebulição geralmente devido a alta atração entre os íons;
São sólidos, duros e, geralmente, formam estruturas cristalinas à temperatura ambiente;
São péssimos condutores de eletricidade quando não dissolvidos. Quando sólidos, formam estruturas muito rígidas que não dão mobilidade para os íons, já solúveis ou fundidos, os íons tem mobilidade para conduzir a corrente. Os cristais secos não conduzem eletricidade, a menos que apresentem defeitos;
Podem ser solúveis em água (ou outros solventes).
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1. Representar pela estrutura de Lewis a formação do sulfeto de alumínio (Al2S3), fluoreto de alumínio (AlF3) e fosfeto de cálcio (Ca3P2). 
Exercícios
2. (U.F.VIÇOSA-MG) Qual é a fórmula do composto formado ao se combinarem o elemento sódio (Z = 11) e enxofre (Z = 16) ?
3. (U.F.SC) Sobre um elemento que possua a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 , assinale a alternativa falsa:
Ao unir-se com outros elementos para formar compostos, poderá fazê-lo através de ligação iônica.
Ao unir-se com outros elementos para formar compostos, doará 3 elétrons.
Ao unir-se com o cloro, o fará na proporção de dois átomos dele para três de cloro.
É um metal.
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4. O elemento hipotético Satúrnio, Sa (Z = 84), pode formar diferentes compostos: 
Exercícios
SaCl2 e SaCl4;
Na2Sa e MgSa;
SaO e SaO2;
Sa2N2 e Sa3N.
Dentre os compostos acima, os mais prováveis são apresentados em:
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Ligação Covalente
 Normal
 Dativa
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Ligação Covalente
Tipos de ligação normal
 Sigma
 Pi
Ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais. A ligação σ é forte e difícil de ser rompida. Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico
Ligação formada pela aproximação lateral de orbitais. A ligação π é mais fraca e mais fácil de ser rompida. Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "p"
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Ligação Covalente
Tipos de ligação normal
 Simples (F2)
 Dupla (O2)
 Tripla (N2)
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Ligação Covalente
Propriedades dos compostos moleculares
São líquidos, gases ou sólidos de baixo ponto de fusão à pressão ambiente;
Possuem pontos de fusão e de ebulição baixos quando comparados com os compostos iônicos;
Não conduzem a corrente elétrica quando puros, se bem que certos compostos como os ácidos o façam em solução aquosa, sofrendo ionização.
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Modo prático de se obter a fórmula estrutural de moléculas que possuem hidrogênio e oxigênio:
Ligação Covalente
Escrever o elemento central com tantas ligações covalentes (traços) quantas faltam para completar o octeto;
A cada uma destas ligações, ligar tantos grupos - OH quanto possível;
Sobrando átomos de oxigênio e sobrando ligações, ligá-los com duplas ligações;
Sobrando átomos de oxigênio sem sobrar ligações, colocar dativas.
Ácido nítrico HNO3
Ácido sulfuroso H2SO3
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6. (MACKENZIE-SP) Assinale a alternativa correta:
Exercícios
7. (PUC-SP) Dentre os compostos a seguir, indique qual deles apresenta apenas ligações covalentes normais:
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8. As ligações químicas formam-se na tentativa dos átomos adquirirem configuração [1], isto é, configuração eletrônica semelhante à dos [2]. Isso pode ser conseguido através de [3] de elétrons de um átomo para outro ou através de [4] de elétrons entre os átomos. As lacunas 1, 2, 3 e 4 são corretamente preenchidas com: 
Exercícios
(1) estável; (2) halogênios; (3) transferência; (4) compartilhamento.
(1) estável; (2) elementos de transição; (3) transferência; (4) compartilhamento.
(1) estável; (2) gases nobres; (3) transferência; (4) compartilhamento.
(1) instável; (2) gases nobres; (3) transferência; (4) compartilhamento.
(1) instável; (2) metais nobres; (3) compartilhamento; (4) desintegração
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9. Os átomos dos metais tem tendência a [1] elétrons, transformando-se em [2] e os átomos dos não-metais tem tendência a [3] elétrons, transformando-se em [4]. A ligação iônica resulta da [5] entre íons. As lacunas 1, 2, 3, 4 e 5 são corretamente preenchidas com:
Exercícios
(1) ceder; (2) ânions; (3) receber; (4) cátions; (5) atração eletrostática.
(1) ceder; (2) cátions; (3) receber; (4) ânions; (5) atração eletrostática.
(1) receber; (2) cátions; (3) ceder; (4) ânions; (5) atração eletrostática.
(1) ceder; (2) cátions; (3) receber; (4) ânions; (5) atração gravitacional.
(1) ceder; (2) ânions; (3) receber; (4) cátions; (5) repulsão magnética
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Hibridação
BeCl2
BH3
 Hibridação do Berílio
 Hibridação do Boro
 Hibridação do Carbono
É o processo pelo qual dois ou mais orbitais atômicos, de um mesmo átomo, se associam para produzir um novo conjunto de orbitais, chamados orbitais híbridos, que apresentam disposição espacial diferente dos orbitais atômicos originais.
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Hibridação do Berílio
Estrutura no estado fundamental do Be  
1s2 2s2 2p
Estrutura no estado ativado do Be  
1s2 2s1 2p1
Hibridação sp 
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Hibridação do Boro
Estrutura no estado fundamental do B  
1s2 2s2 2p1
Estrutura no estado ativado do B  
1s2 2s1 2p2
Hibridação sp2 
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Hibridação do Carbono
Estrutura no estado fundamental do C  
1s2 2s2 2p2
Estrutura no estado ativado do C  
1s2 2s1 2p3
Hibridação sp3 
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Hibridação do Carbono
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Hibridação do Carbono
C3H6 
CH3 – C2H3
Exemplo: 
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10. Considere os seguintes compostos: 
Exercícios
Apresentam hibridação do tipo sp2:
11. Assinale a(s) alternativa(s) correta(s): 
Na molécula BF3, o boro sofre hibridação dos orbitais s e p, do tipo sp3.
A molécula BeH2 é linear, e o berílio apresenta hibridação do tipo sp.
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Geometria Molecular
A geometria de uma molécula é determinada pela posição dos núcleos dos átomos que se ligam.
 Linear
 Angular
 Trigonal plana
 Piramidal
 Tetraédrica
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Geometria Molecular
1º caso: O átomo central tem quatro pares de elétrons na camada da valência
No caso do átomo central estar ligado a quatro outros átomos, a molécula ou íon terá geometria Tetraédrica.
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Geometria Molecular
1º caso: O átomo central tem quatro pares de elétrons na camada da valência
No caso do átomo central estar ligado somente a três outros átomos, ficando um par de elétrons sem formar ligação, a geometria da molécula ou do íon será Piramidal de base triangular.
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Geometria Molecular
1º caso: O átomo central tem quatro pares de elétrons na camada da valência
No caso do átomo central estar ligado somente a dois outros átomos, ficando dois pares de elétrons sem formar ligação, a geometria da molécula ou do íon será Angular (em V).
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Geometria Molecular
2º caso: O átomo central tem três pares de elétrons na camada da valência
No caso do átomo central estar ligado somente a três outros átomos, a geometria da molécula ou do íon será Triangular ou trigonal plana.
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Geometria Molecular
2º caso: O átomo central tem três pares de elétrons na camada da valência
No caso do átomo central estar ligado somente a dois outros átomos, ficando um par de elétrons sem formar ligação, a geometria da molécula ou do íon será Angular (em V).
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Geometria Molecular
3º caso: O átomo central tem dois pares de elétrons na camada da valência
No caso do átomo
central estar ligado a dois outros átomos, a geometria da molécula ou do íon será Linear.
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12. Faça a associação correspondente com relação à geometria:
Exercícios
Angular (em V)
Tetraédrica
Triangular (trigonal)
Piramidal (base triangular)
Linear
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Polaridade
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Polaridade
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Exercícios
13. Prever a polaridade das ligações formadas entre os átomos abaixo e determinar qual a mais polar:
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Exercícios
14. Associe corretamente as fórmulas moleculares com uma das seguintes alternativas:
A molécula é apolar com todas as ligações covalentes apolares 
A molécula é apolar com todas as ligações covalentes polares
A molécula é apolar com todas as ligações covalentes polares e apolares
A molécula é polar com todas as ligações covalentes polares
A molécula é polar com todas as ligações covalentes apolares
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Polaridade x Solubilidade
 O semelhante dissolve o semelhante
 Compostos iônicos são fortemente polares
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Exercícios
15. Complete as afirmações relativas aos itens do 1 ao 4 com uma das alternativas seguintes:
 O iodo (I2) é [ 1 ] na H2O porque o I2 é [ 2 ] e a H2O é [ 3 ].
 O enxofre (S8) é [ 1 ] no sulfeto de carbono (CS2) porque o S8 é [ 2 ] e o CS2 é [ 3 ].
 O cloreto de sódio é [ 1 ] no benzeno porque o NaCl é [ 2 ] e o benzeno é [ 3 ].
 O NaCl é [ 1 ] no fluoreto de hidrogênio liquefeito (HF(l)) porque o NaCl é [ 2 ] e o HF(l) é [ 3 ].
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Ligação Metálica
 Ocorre entre os metais;
 Todos os átomos que estabelecem esse tipo de ligação possuem elétrons para serem doados;
 Os elétrons livres se movimentam constantemente de um átomo para outro formando um “mar de elétrons”;
 A principal característica dessas substâncias metálicas é a boa condutibilidade térmica e elétrica.
Ex.: cristal de sódio
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Ligação Intermolecular
 São as ligações que resultam da interação entre moléculas no estado líquido e no estado sólido.
 A força de atração existente entre as moléculas nesses estados físicos é chamada de força de Van Der Waals. 
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Ligação Intermolecular
As forças intermoleculares podem ser classificadas em:
 Interação dipolo permanente – dipolo permanente;
 Interação dipolo induzido – dipolo induzido ou forças de dispersão de London;
 Ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio.
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Ligação Intermolecular
Interação dipolo – dipolo (permanente)
 Ocorre entre moléculas polares no estado sólido e no estado líquido; 
 O dipolo é permanente devido à diferença de eletronegatividade (momento dipolar)
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Ligação Intermolecular
Interação Dipolo Induzido– Dipolo Induzido ou Força de Dispersão de London
 Surgem devido à formação de dipolos temporários (ou instantâneos) em moléculas apolares no estado sólido e no estado líquido;
 Formam ligações extremamente fracas.
Molécula apolar
Formação do dipolo instantâneo
Atração entre dipolos instantâneos
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Ligação Intermolecular
Pontes de Hidrogênio
 Ocorre entre moléculas polares no caso em que a molécula apresenta hidrogênio ligado a um elemento bastante eletronegativo (F, O, N);
 É a ligação intermolecular mais forte;
 A substância apresenta alto PE.
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Ligação Intermolecular
Pontes de Hidrogênio
Exemplos:
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Exercícios
16. Assinale a alternativa correta :
 NH3 é substância apolar
 A molécula H2O tem dipolo elétrico permanente
 A molécula Cl2 é apolar
17. As forças de London, também denominadas forças de dispersão, representam um dos tipos de forças intermoleculares e podem ser atribuídas:
 À atração decorrente da existência de íons de carga oposta
 À atração proveniente do fato de a substância apresentar dipolos permanentes
 À atração que resulta do fato de a substância apresentar pontes de hidrogênio
 À atração decorrente de flutuações momentâneas que ocorrem nas nuvens eletrônicas
 Às diferenças de eletronegatividade entre os átomos
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