LIGAÇÕES QUÍMICAS

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
*
*
Clique para editar o estilo do título mestre
Clique para editar o estilo do subtítulo mestre
LIGAÇÕES
QUÍMICAS
*
*
*
Regra do Octeto:
	 Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade. 
*
*
*
Exemplo: 
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1)
o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre.
11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8)
Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2). 
*
*
*
Ligação Iônica ou Eletrovalente:
	
 Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. 
Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion)
 Ocorre normalmente entre:
 METAL e AMETAL ou 
METAL e HIDROGÊNIO.
*
*
*
 Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)
17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)
*
*
*
*
*
*
Estrutura cristalina do NaCl sólido
*
*
*
 Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)
17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)
	
*
*
*
	
Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:
	
	
*
*
*
Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6
Fórmula Molecular: Al2O3
*
*
*
 Características dos Compostos Iônicos:
 São sólidos nas condições ambiente;
 Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
 Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.
*
*
*
*
*
*
Ligação Covalente ou Molecular
	
 Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. 
 Ocorre normalmente entre:
 
AMETAL e AMETAL ou 
AMETAL e HIDROGÊNIO
*
*
*
Exemplos:
1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 
17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)
	
*
*
*
2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 
6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-)
8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)
*
*
*
Ligação Covalente Dativa ou Coordenada:
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon. 
*
*
*
Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
*
*
*
 Principais características dos compostos moleculares:
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso; 
possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos; 
Não conduzem a corrente elétrica (com algumas exceções.
Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água).
*
*
*
Determinação do Caráter de uma Ligação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade (E):
Ligação Iônica  E ≥ 1,7
Ligação Covalente  E < 1,7
Exemplos:
HCl 	→ E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente 
NaCl 	→ E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica
*
*
*
 Polaridade de Ligações
Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade.
Exemplo: H2 
*
*
*
2. Ligação Covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades.
Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+).
Exemplo: HCl
*
*
*
 Vetor Momento Dipolar (  ) :
A polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou momento dipolo (  ) , que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo positivo para o polo negativo). 
Exemplo:
*
*
*
 Ligação Metálica:
	
Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).
Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.
*
*
*
Esquema da Ligação Metálica
*
*
*
 Geometria Molecular:
	
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
Polaridade de Moléculas:
MOLÉCULA APOLAR  R = 0
Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (R ) é igual a zero.
Ex: CO2
*
*
*
MOLÉCULA POLAR  R  0
Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (R) é diferente de zero.
Ex: H2O
*
*
*
 Princípio Geral da Solubilidade:
(“semelhante dissolve semelhante”)
Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3)
e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2).
 
*
*
*
 Forças Intermoleculares:
I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido
 (Forças de Van Der Waals ou Forças de London):
São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. 
Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)
*
*
*
*
*
*
II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente:
São interações que ocorrem entre moléculas polares.
Exemplo: molécula do HCl
*
*
*
III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
Intensidades das Forças Intermoleculares:
*
*
*
Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição:
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:
O tamanho das moléculas:
	Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE.
 A intensidade das forças intermoleculares:
	
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE.
*
*
*
O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):