A2 - Ligação Química - Cleidy

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 O QUE É UMA LIGAÇÃO QUÍMICA?
 POR QUE ELA SE FORMA?
É UMA UNIÃO ENTRE ÁTOMOS.
 Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante de seus dois núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados.
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COMO ESTA ENERGIA MAIS BAIXA PODE SER ATINGIDA?
Pode ser atingida pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro. 
LIGAÇÃO IÔNICA
Ou atingida pelo compartilhamento de elétrons entre os átomos. 
 LIGAÇÃO COVALENTE
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 VAMOS LEMBRAR ALGUNS CONCEITOS IMPORTANTES
	São os elétrons que ocupam a camada mais externa de um átomo. 
Camada de Valência
Os elétrons que participam da ligação química são os elétrons de valência.
ELÉTRONS DE VALÊNCIA:
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	Os átomos tendem a receber, a ceder ou a compartilhar elétrons até que tenham na camada mais externa 8 elétrons de valência. 
Atingir a configuração de um gás nobre mais próximo
 REGRA DO OCTETO:
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LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre com transferência de elétrons, da camada de valência, de um átomo para outro.
A
e-
B
e-
Cátion
 Anion
A Ligação Iônica resulta da atração eletrostática entre esses dois íons.
Não metal
Metal
 A+
B-
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EXEMPLO
3Li 1s2 2s1		 9F 1s2 2s2 2p5 
2
1
2
7
transferência e-
8
Li1+ F1- 
cátion
anion
Íon Lítio
Íon Fluoreto
X
Semelhante ao He
Semelhante 
a gás nobre
X
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REPRESENTANDO ESQUEMATICAMENTE A CAMADA DE VALÊNCIA USANDO OS SÍMBOLOS DE LEWIS
 Li F
 Li+1 F -1
 
LiF
UNIDADE FÓRMULA
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Quando a ligação iônica ocorre, envolve um grande no de átomos originando um grande no de íons, estes se agregam para formar um arranjo regular de íons que se estende em todas as direções 
Rede Cristalina
Responsável pela estabilidade dos compostos iônicos
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Propriedades dos Compostos Iônicos
 1) Sólido na temperatura ambiente
 2) Elevado Ponto de Fusão
EXEMPLO
 NaCl PF = 801oC
Cátions rodeados de anions
Anions rodeados de cátions
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 	Na rede cristalina como cada íon está envolvido por muitos vizinhos de sinais opostos, cada íon está firmemente ligado ao sítio da sua localização. Na temperatura ambiente, cada íon vibra um tanto em torno da localização média, mas é necessário muita energia extra para que o íon se mova com rapidez suficiente, e com bastante amplitude, para escapar do confinamento imposto pelos vizinhos próximos.
JUSTIFICANDO
 Altas temperaturas para fundir.
Sólidos a Temperatura ambiente
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 3) Compostos Iônicos conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou quando em solução aquosa
Justificando essa propriedade?
Nos compostos iônicos fundidos os íons abandonam as posições fixas da rede cristalina e conduzem a corrente elétrica. 
Em solução aquosa a parte negativa da água é atraída pelo cátion e a parte positiva é atraída pelo ânion, provocando também a “quebra do retículo cristalino” 
Eletrólitos
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Dissolução de Sais Iônicos
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Íons envoltos em água tem capacidade de se mover dentro da solução.
Polarizados
 Polar
 Compostos iônicos são solúveis em água.
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 Ligação covalente
 Caracteriza-se pelo compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos.
 A força da ligação resulta da atração entre os elétrons compartilhados e os núcleos dos átomos que participam da ligação. 
+
e-
+
e-
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EXEMPLO
H2
1H1
+
 1s1
1
H
H
 Ligação Covalente
 H2
Átomo
 Molécula
O par de elétrons está sob a influência dos dois núcleos
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Unidade química formada por ligação covalente
Molécula
Dois ou +
átomos
Exemplo:
 CO2 – gás presente em bebidas 	 carbonatadas; produto da nossa 	 respiração
 C6H12O6 – glicose, carboidrato usado 		 na alimentação. 
 O2 – gás oxigênio. 
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Dezenas de
milhares de
átomos
Macromoléculas
(SiO2)n (areia)
Cdiam.: Cn
Proteína
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Moléculas Diatômicas
 H2, O2, N2, Cl2, Br2, I2
 Representando a ligação pela Estrutura de Lewis
F F
F — F
F2
 Ligação
Simples
O O
O = O
O2
Ligação
Dupla
N 
N
N N
N2
Ligação Tripla
*
Ligação 
Covalente
 Apolar
Polar
 Ligação Covalente Apolar
 Par de elétrons é igualmente compartilhado 
pelos dois átomos.
 H H ou H : H
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Ligação Covalente Apolar
S8
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Ligação Covalente Polar
Par de elétrons da ligação não são igualmente compartilhados.
Exemplo: HCl Nome: 
Ácido Clorídrico
 Presente no:
Suco gástrico
 ••
H • • Cl •
 •• 
Maior atração pelo e-. É mais eletronegativo
 Eletronegatividade: medida da tendência de um átomo atrair para si os elétrons de uma ligação covalente.
Forma-se DIPOLO
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Como se demonstra a direção desta transferência de carga? 
Usa-se muitas vezes uma seta ( + -) com a ponta voltada para a extremidade negativa da molécula e o sinal positivo na extremidade positiva.
Dipolo: par de cargas iguais, mas opostas.
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GEOMETRIA MOLECULAR – POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 A polaridade uma molécula depende:
Polaridade da ligação
Geometria espacial
Em moléculas DIATÔMICAS
Polaridade da ligação indica a polaridade da molécula
*
 
Exemplos
Cl2
 Cl — Cl
Vetor momento é nulo 
Molécula Apolar
HCl
H — Cl
 + -
 µ  0
Molécula Polar
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Em cada ligação polar existe um DIPOLO DE LIGAÇÃO.
Em moléculas POLIATÔMICAS
Devemos estimar o MOMENTO DE DIPOLO TOTAL, que resulta do momento de dipolo das ligações. 
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 TEORIA DE REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA (VSEPR)
 Década de 60 – Ronald Gillespie
“Os pares de elétrons do átomo central (faz o maior no de ligações) se distribuem no espaço de tal forma que a repulsão entre eles é a menor possível, garantido a maior estabilidade”
PARES DE ELÉTRONS:
 Ligação covalente (simples, dupla, tripla)
 Pares de elétrons não ligantes 
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Exemplos
- + - 
O  C = O
Dipolos tem o mesmo valor porém direções opostas 
µtotal = 0
Geometria LINEAR
Molécula APOLAR
CO2
H2O
H H 
O
µtotal 0
O
H
 H
POLAR
Geometria ANGULAR
1050
Dipolo de ligação
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N
H
H
H
µtotal  0
N
 H
 H
H
PIRAMIDAL TRIANGULAR
POLAR
1070
CCl4
espacial
TETRACLORETO DE CARBONO
C
Cl
 
 Cl
Cl
 Cl
µtotal = 0
C
H
 H
 H
H
TETRAÉDRICA
 APOLAR
CH4 METANO
NH3
Amônia
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Esquema da distribuição da densidade eletrônica:
Simetria
 (Cl2)
Assimetria
 (HCl)
+ -
+ -
Relação iônica
 (NaCl)
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 PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES 
Podem ser encontradas nos três estados físicos:
PF E PE inferiores aos das substâncias iônicas;
Não conduzem corrente elétrica quando puras.
Solubilidade: “semelhante dissolve semelhante”
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POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
A polaridade de uma molécula depende:
da polaridade da ligação 
geometria espacial da molécula
MOLÉCULAS DIATÔMICAS
Polaridade da ligação indica a polaridade da molécula
Ex.: Cl2(molécula apolar), HCl (molécula polar) 
Cl 
Cl
Não há diferença 
de eletronegatividade
H
Cl
+
-
Diferença de 
eletronegatividade
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MOLÉCULAS POLIATÔMICAS
Deve-se estimar o momento de dipolo total, que resulta do 
momento de dipolo das ligações 
Molécula apolar
Molécula polar
Teoria de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (VSEPR): “os pares de elétrons do átomo central se distríbuem no espaço de tal forma que a repulsão entre eles é a menor possível, garantindo maior estabilidade.
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Molécula polar
Molécula apolar
Molécula apolar
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FORÇAS INTERMOLECULARES
São responsáveis pelo comportamento não ideal dos gases, também explicam a existência dos estados condensados da matéria – líquidos e sólidos.
Elas existem entre moléculas polares, entre íons, e moléculas polares e entre moléculas apolares.
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FORÇAS INTERMOLECULARES
A principal diferença entre o estado condensado (líquido e sólido) e o estado gasoso é a distância existente entre as moléculas.
As forças intermoleculares são as forças atrativas entre moléculas.
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FORÇAS INTERMOLECULARES
São as principais responsáveis pelas propriedades físicas da matéria, por exemplo, ponto de fusão e ebulição.
Os PE das substâncias normalmente refletem a intensidade das forças intermoleculares existente entre suas moléculas.
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FORÇAS DE ATRAÇÃO INTERMOLECULARES
- Em geral são mais fracas do que as forças de ligação iônica e covalente.
- As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas. 
- As forças intermoleculares são classificadas em dois tipos: 
Força de van der Waals e Ligação de hidrogênio.
1)Forças dipolo-Dipolo: 
Atração entre moléculas polares. 
É de origem eletrostática.
Os dipolos atraem-se pelos pólos opostos (positivo-negativo). 
Forças de Van der Waals
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As atrações aumentam com o aumento da polaridade e massa 
molecular.
Substância
PE (°C)
HCl
-84,9
HBr
HI
-66,8
-35,4
2) Força de dispersão de London: é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo - dipolo. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição. 
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 Ligações de Hidrogênio (Pontes de Hidrogênio): As ligações de hidrogênio são atrações intermoleculares intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e os pares de elétrons isolados dos átomos eletronegativos (F, O, N). 
Ligações de Hidrogênio (Pontes de Hidrogênio)
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Ligações de Hidrogênio (Pontes de Hidrogênio)
	
Período
Pontos de ebulição de compostos 
hidrogenados de elementos dos grupos
14 (C, Si, Ge, Sn) 15 (N, P, As, Sb),
 16 (O.S, Se, Te) e 17 (F, Cl, Br I).
 Embora normalmente se espere que o 
ponto de ebulição aumente à medida que se
 desce no grupo, verifica-se
que três compostos (NH3, H2O, HF) se
 comportam de modo diferente. Essa 
anomalia pode ser explicada em termos 
das ligações de hidrogênio intermoleculares.
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Indique quais das seguintes espécies podem formar ligações de hidrogênio com a água:
CH3OCH3, CH4, F-, HCOOH, Na+.
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Exercícios:
1. Qual a diferença entre um íon e um átomo?
2.O que é e como se forma uma ligação iônica?
3. Porque os compostos iônicos são neutros mesmo 
 apresentando partículas carregadas?
4. O que é e como se forma uma ligação covalente?
5. Por que uma tripla ligação existe em N2, mas apenas 
uma simples em F2.
6. Explique porque o carbono tem poder de combinação
 igual a 4.
7. Explique como uma molécula pode ter ligações covalentes
polares e ser apolar como um todo.
8. Desenhe a estrutura de Lewis do clorofórmio, CHCl3. 
O que você espera sobre a polaridade desta molécula?