Aula Ligações Químicas 2013

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Universidade Federal do Espírito Santo
Título da Aula:
Prof Dr: Lúcio L. Barbosa 1
1) Introdução
2- Ligações Químicas
1- Estrutura geométrica 
Por que existem diversos materiais em diferentes estados?
forças que unem os átomos formando
moléculas, agrupamentos de átomos
ou sólidos iônicos.ou sólidos iônicos.
Gilbert N. Lewis (1875-1946)2
1) Introdução
CONCEITO DE VALÊNCIA
Kekulé (1857): Número que representa o poder de
combinação de um elemento
Valência 1 monovalente hidrogênio, metais alcalinos
Valência 2 Bivalente Oxigênio, alcalinos terrosos
Valência 3 Trivalente nitrogênio, alumínio,
Valência 4 tetravalente carbono
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1) Introdução
Figura - Fórmulas antigas e seus equivalentes modernos 4
1) Introdução
SÍMBOLOS DE LEWIS PARA ÁTOMOS E ÍONS
(a) Quando um átomo de um metal forma um cátions, ele perde seus elétrons de 
valência s e p. (b) elementos do bloco p adquire elétrons e formam anions. 
REGRA do OCTETO: Um átomo é estável quando possui 8 elétrons na camada
eletrônica mais externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K. 5
2- ESTRUTURA DE LEWIS
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2- ESTRUTURA DE LEWIS
Tabela 1- Configuração eletrônica e estruturas de Lewis
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3- VALÊNCIA E PROPRIEDADES
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3) TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS 
IÔNICA 
COVALENTE
- Normal
- Dativa
a) Ligação IônicaLigação IônicaLigação IônicaLigação Iônica
É a força atração eletrostática entre
Exemplo: Reação entre um átomo de
sódio e cloro para formação de NaCl
É a força atração eletrostática entre
as cargas opostas de cátions e anions.
Ocorre entre metal e não metal
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Raio atômico
3- LIGAÇÃO IÔNICA
3.1) Íons isoeletrônicas 
-O íon Na+ é maior ou menor que o Na?
-E o íon Cl-, é maior, menor ou igual ao átomo Cl? 
Outros exemplo: He, Li+, Be2+, H-
Ne, Ar, Na+, Mg2+, Al3+ 10
3- LIGAÇÃO IÔNICA
Veja: Formação de compostos iônicos (ligação iônica) por meio das estruturas de Lewis
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3- LIGAÇÃO COVALENTE
b) Covalente Normal
É um par de elétrons compartilhado
entre dois átomos.entre dois átomos.
Ocorre entre H e não-metais
b) Covalente Dativa
É a união entre átomos estabelecida
por par de elétrons, porém de modo
que cada par seja trazido apenas por
um dos átomos.
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4- ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DAS LIGAÇÕES E 
MOLÉCULAS
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4- ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DAS LIGAÇÕES E 
MOLÉCULAS
CO2 H2O
Diagrama de potencial
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4- ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DAS LIGAÇÕES E 
MOLÉCULAS
Teste de polaridade
(a) trans-dicloroeteno (não-polar) (b) cis-dicloroeteno (polar)
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5- GEOMETRIA MOLECULAR
Estruturas espaciais de algumas moléculas importantes
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5- GEOMETRIA MOLECULAR
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6- POLARIDADE DAS LIGAÇÕES E MOLÉCULAS
APOLAR
APOLAR
POLARµµµµR = 0 (Apolar)
µµµµ ≠≠≠≠ 0 (Polar)
POLAR
POLAR
APOLAR
µµµµ R≠≠≠≠ 0 (Polar)
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7- OCTETOS ELETRÔNICOS EXPANDIDOS
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7- OCTETOS ELETRÔNICOS EXPANDIDOS
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1) MAHAN, B. C & Myers, R. J. Química – Um Curso Universitário, Edgard Blucher 
Editora Ltda., 4a ed. São Paulo 1995.
2) ATKINS, P & JONES, L. Chemistry: Molecules, Matter and Change, W. H. Freeman 
and Company., 4a ed. New York 1999.
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