Materiais/Quimica - Aula 4

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Professora Beatriz
Aula 4
Materiais e 
Química Tecnológica 
Engenharias de Produção
Controle e Automação 
Civil
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Ligações Químicas
Toda a matéria que nos cerca é formada por substâncias químicas. 
Elas são constituídas por átomos que, isolados, não estão estabilizados, exceto os gases nobres. 
As ligações químicas formam as substâncias, tornando desta maneira, os átomos estáveis. 
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Ligações Químicas
O conhecimento das ligações químicas é de grande importância para a melhor compreensão das estruturas dos materiais e, conseqüentemente, de suas propriedades.
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1. Teoria do Octeto
“Os átomos se ligam para obterem uma configuração estável, assim como à dos gases nobres”.
Este enunciado ficou conhecido como Teoria do Octeto pois, ao examinarmos a configuração eletrônica dos gases nobres, verificamos que na sua última camada eletrônica há 8 elétrons, exceto o hélio (He), que se estabiliza com 2 elétrons. 
Portanto, eles não fazem ligações químicas em condições ambiente.
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1. Teoria do Octeto
Indicar o número de elétrons na última camada para cada elemento
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2. Átomo neutro e íon
Os átomos, eletricamente neutros, apresentam o mesmo número de prótons e elétrons. 
No entanto, eles podem apresentar carga elétrica baseando-se no fato de ganharem ou perderem elétrons em uma ligação. 
Neste caso, eles serão chamados de íons.
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2. Átomo neutro e íon
Os íons podem ser classificados em:
Cátions: formam-se quando um átomo cede elétrons, tornando sua carga elétrica positiva, uma vez que o número de elétrons (partículas de carga negativa) torna-se menor que o número de prótons (partículas de carga positiva). 
Ânions: formam-se quando um átomo recebe elétrons, tornando sua carga elétrica negativa, uma vez que o número de elétrons torna-se maior que o número de prótons.
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2. Átomo neutro e íon
Exemplo: 
Observe a formação de íons no composto fluoreto de lítio (LiF):
Li Z = 3 (K = 2, L= 1)
F Z = 9 (K = 2, L= 7)
O lítio necessita doar 1 elétron para se estabilizar tornando-se o cátion e o flúor necessita receber 1 elétron, tornando-se o ânion.
Observação: em uma fórmula, o cátion deve ser colocado sempre à esquerda, antes do ânion: Li+ F-.
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3. Ligações Químicas
Os átomos estão sempre buscando estabilização, isto é, completar suas últimas camadas eletrônicas.
Para isso, eles estabelecem ligações, doando, recebendo ou compartilhando seus elétrons de acordo com a necessidade dos átomos envolvidos.
Os principais tipos de ligação entre os átomos são:
- Iônica
- Covalente
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3.1. Ligação Iônica
Quando a ligação ocorre entre íons positivos e negativos. 
O sal de cozinha (cloreto de sódio) é um exemplo de composto formado por ligação iônica: Na+ Cl-.
	Na (sódio) Z = 11 (k = 2, L = 8, M = 1)
	Cl (cloro) Z = 17 (k = 2, L = 8, M = 7)
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3.1. Ligação Iônica
11Na
17Cl
11 prótons
11 elétrons
17 prótons
17 elétrons
O sódio cederá ao cloro um elétron e assim, ambos ficam equilibrados.
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3.1. Ligação Iônica
Dessa ligação originou-se o cátion sódio e o ânion cloreto.
+
_
excesso de carga +
excesso de carga – 
11 prótons
10 elétrons
17 prótons
18 elétrons
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3.1. Ligação Iônica
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3.1. Ligação Iônica
As substâncias que apresentam ligações iônicas são chamadas de substâncias iônicas ou compostos iônicos.
A ligação iônica pode ser representada da seguinte forma:
fórmula eletrônica
ou Na+ Cl-
fórmula iônica
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Outro exemplo:
3.1. Ligação Iônica
MgF2
Mg2+F2-
Fórmula molecular
Fórmula eletrônica
Fórmula iônica
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3.1. Ligação Iônica
Principais características das ligações e substâncias iônicas 
As ligações iônicas ocorrem freqüentemente entre metais e não-metais ou entre metais e o hidrogênio.
As substâncias formadas por este tipo de ligação são chamadas iônicas. Normalmente são sólidas à temperatura ambiente, pois apresentam altos pontos de fusão e de ebulição, além de conduzirem bem a corrente elétrica quando fundidas ou dissolvidas em água.
As forças de atração entre os íons são muito fortes, fazendo com que os ânions e cátions permaneçam bem ligados.
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3.2. Ligação Covalente
Covalência: O prefixo “co” de algumas palavras indica que há uma partilha, uma comunhão entre 2 partes (cooperar).
Quando usamos a palavra covalência, estamos nos referindo a dois ou mais átomos que, em uma substância, têm em comum um ou mais pares de elétrons. Este compartilhamento une os átomos ao mesmo tempo que os torna estáveis.
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3.2. Ligação Covalente
Os átomos que participam de ligações covalentes são aqueles que precisam ganhar elétrons para se estabilizarem. 
Como necessitam receber elétrons, eles compartilham simultaneamente, 2 ou mais elétrons, para completarem sua última camada. 
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3.2. Ligação Covalente
Por exemplo, na molécula de metano (CH4), cada átomo de hidrogênio está ligado covalentemente ao átomo de carbono, tornando-o estável.
As substâncias que apresentam ligações covalentes são chamadas de substâncias moleculares ou covalentes.
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Representações: 
A ligação covalente pode ser representada por fórmulas eletrônica e estrutural de acordo com:
3.2. Ligação Covalente
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3.2. Ligação Covalente
Outros exemplos de ligação covalente:
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3.2. Ligação Covalente
Principais características das ligações e substâncias covalentes ou moleculares 
Nas ligações covalentes, todos os átomos participantes precisam receber elétrons para completar suas últimas camadas. Isto ocorre com os não-metais e o hidrogênio.
As substâncias são, em geral, líquidas ou gasosas à temperatura ambiente. Elas não conduzem bem a corrente elétrica. 
Exemplos: Cl2, CO2
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3.2. Ligação Covalente
Principais características das ligações e substâncias covalentes ou moleculares 
Também, podem ser sólidos que apresentam pontos de fusão e ebulição muito elevados. 
São macromoléculas, isto é, não formam moléculas verdadeiras e sim um imenso conjunto de átomos. 
Exemplos: C (grafite), C (diamante).
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Reconhecendo quando um átomo deve ganhar, ceder ou compartilhar elétrons
3.2. Ligação Covalente
Um átomo que apresente na última camada um número bem próximo a 8 elétron, tende a ganhar elétrons.
Exemplo: 
P (fósforo) – Z =15 (K = 2, L = 8, M = 5)
Ele tende a receber 3 elétrons e não a ceder 5 elétrons.
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Um átomo que apresente na última camada um número bem inferior a 8 elétrons, tende a ceder seus elétrons. 
Dessa forma, sua camada anterior poderá ficar com o número máximo de elétrons.
Exemplo: 
Na (sódio) – Z = 11 (K = 2, L = 8, M = 1)
Ele tende a ceder 1 elétron e não a receber 7 elétrons.
3.2. Ligação Covalente
Reconhecendo quando um átomo deve ganhar, ceder ou compartilhar elétrons
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Em uma ligação onde os elementos participantes precisam ganhar elétrons, os elétrons serão compartilhados para que a última camada de cada um dos elementos fique completa.
Exemplo: O2 – gás oxigênio
	O (oxigênio) – Z = 8 (K = 2, L = 6)
Ambos necessitam de 2 elétrons para se estabilizar, então, eles compartilham seus elétrons.
3.2. Ligação Covalente
Reconhecendo quando um átomo deve ganhar, ceder ou compartilhar elétrons