Slide 03 aula Ligações Química

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Escola de Ciência e Tecnologia
Curso: ENGENHARIA
Disciplina: QUÍMICA INORGÂNICA I
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Ligações Químicas
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São as forças de atração que ligam os átomos de modo a formar substâncias mais complexas.
Podem-se classificar em 3 grandes grupos:
Ligação iônica: refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de carga oposta. As substâncias iônicas geralmente resultam da interação de metais do lado esquerdo da Tabela Periódica com elementos não metálicos do lado direito da Tabela (excluindo os gases nobre, grupo 18).
Ligação covalente: resultam da partilha de eletrons. Os exemplos mais comuns é a ligação entre elementos não metálicos. 
Ligação metálica: encontra-se em metais sólidos como o cobre, o ferro e o alumínio. Nos metais, cada átomo liga-se a vários outros átomos vizinhos.
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Verificou-se que os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons de modo a ter na camada de valência 8 elétrons ficando com a configuração eletrônica do gás nobre para atingir a estabilidade. 
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.
Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. 
s
p
= 8 e-
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O átomo de hidrogênio (H) e lítio (Li) adquirem estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre – hélio (He). 
H 1s1
H 1s2
Li 1s2 2s1
Li 1s2
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e Hidrogênio
e Semimetais
e Hidrogênio
e Semimetais
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Na
Cl
A ligação iônica é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons.
EX: NaCl
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Na
Cl
A ligação iônica é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons.
EX: NaCl
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Na
Cl
A ligação iônica é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons.
EX: NaCl
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Na
Cl
A ligação iônica é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons.
EX: NaCl
+
-
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Formação do Retículo Cristalino
O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-.
Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.
Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível.
Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica.
Exercício: Represente por notação de Lewis os seguintes compostos iónicos:
LiF; CaO; Li2O, Mg2N3 e o Al2O3. 
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Colocar os elétrons da camada de valência ao redor do símbolo do elemento
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Exceções a Regra do octeto
Exemplo:
Ferro (Fe) = Número atômico 26
26Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
4s2
3d6
3d5
Camada de Valência (mais externa)
26Fe+3 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
26Fe+2 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
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 Resumo:
Diferença de Eletronegatividade entre os átomos determina a transferencia (perda) de e- de um átomo e ganho do outro
Metais = Eletropositivos (facilidade de perder e-)
Ametais = Eletronegativos (atraem e-)
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Características de compostos Iônicos:
 São sólidos nas condições ambientes;
 São duros e quebradiços;
 Possuem altos P.F. e P.E.;
 Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ; 
 Formam retículos cristalinos.
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
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3Li = 1s2 2s1
8O = 1s2 2s2 2p4
8O -2 = 1s2 2s2 2p6
3Li+ = 1s2 
Li2O
Fórmula de Lewis
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Ligação Covalente
Ocorre geralmente entre 
Desde que a  de eletronegatividade < 1,7.
AMETAIS/SEMIMETAIS e HIDROGÊNIO
AMETAIS/SEMIMETAIS e HIDROGÊNIO
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Ligação Covalente
Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.
Tipos de Ligações Covalentes:
 - Covalente
 - Covalente Coordenada
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 Definição: o par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
17 Cl  1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
Ligação Covalente
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Ligação Covalente
Quando dois átomos similares se ligam e nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octeto.
Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
Por exemplo: H + H  H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H.
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LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA
Essa ligação é semelhante à covalente comum, e ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitem de dois elétrons para completar sua camada de valência.
Ácido Perclórico
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Ligação Covalente
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Ligação Covalente
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
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RESUMO:
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Alguns casos particulares
Boro (B)
O boro forma compostos estáveis
por meio de três ligações simples,
estabilizando-se com seis elétrons
na camada de valência.
Berílio (Be)
O berílio — embora classificado
como metal alcalino-terroso, pelo
fato de seus dois elétrons da camada
de valência apresentarem elevadas
energias de ionização, forma
compostos moleculares com duas
ligações simples. Assim, estabilizase
com quatro elétrons na camada
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Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalentenão significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
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Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:
as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
as diferenças de eletronegatividade próximas a 0,7 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
as diferenças de eletronegatividade próximas a >1,7 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons).
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Ligação Covalente
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
0,6
+ -
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Ligação Covalente
Ligação Covalente Apolar
Çompartilhamento de elétrons entre átomos com diferença de eletronegatividade < 0,7
Exemplo1:
Exemplo2:
 Carbono (C) 
 Hidrogênio (H) 
H ─ H 
Metano
 (CH4)
Molécula Oxigênio
 (O2)
Hidrogênio (H)
= 2,1
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Ligação Covalente
Ligação Covalente Polar
Çompartilhamento de elétrons entre átomos com diferença de eletronegatividade > 0,7
Exemplo1:
Oxigênio (O) 
Hidrogênio (H) 
Eletronegatividade
 Água
 (H2O)
1,4
= 3,5
= 2,1
 -
+
+
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Ligação Covalente
Ligação Covalente Apolar
Ligação Covalente Polar
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Ligação Covalente Múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
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È a carga que resulta, quando os electrons na ligação covalente, está deslocada no sentido do átomo mais eletronegativo. Não corresponde às cargas reais nos átomos exceto no caso de substâncias iónicas.
Regras para determinar o número de oxidação:
1- O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é zero; Ex: Na, N2, P4.
2- O número de oxidação do ion monoatómico é o mesmo que a sua carga.
3- Em compostos com diferentes elementos, o elemento com maior eletronegatividade é atribuída carga negativa igual à sua carga em compostos iônicos do elemento;
4- A soma dos números de oxidação é igual a zero para um composto eletricamente neutro e numa espécie iónica é igual à carga geral
Notas: metais alcalinos - +1 ; metais alcalino-terrosos - +2, fluor - -1, oxigénio - -2
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LIGAÇÃO METÁLICA
 Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência.
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Ligação metálica
Estrutura formada por íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma “nuvem eletrônica” que circula livremente entre os íons positivos 
Átomos com poucos elétrons na camada de valência perdem facilmente estes elétrons, formando íons positivos cercados por uma nuvem de elétrons livres
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Ligas metálicas
As ligas possuem propriedades diferentes dos elementos que as originam. 
Algumas propriedades são tais como diminuição ou aumento do ponto de fusão, aumento da dureza, aumento da resistência mecânica.
As indústrias automobilísticas, aeronáuticas, navais, bélicas e de construção civil são as principais responsáveis pelo consumo de metal em grande escala. 
Ligas metálicas contêm pelo menos um metal em sua composição. 
Há ligas formadas somente de metais e outras formadas de metais e semimetais e de metais e não-metais.
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Ligas metálicas
Ligas metálicas mais comuns no cotidiano:
Aço — constituído por Fe e C.
Aço inoxidável — constituído por Fe, C, Cr e Ni.
Ouro de Joias — constituído por Au (75 %), Ag e/ou Cobre (25 %) para o ouro 18K. O ouro 24K é ouro puro.
Amálgama dental (utilizada em obturação) — constituída por Hg, Ag e Sn.
Bronze — constituído por Cu e Sn.
Latão (utilizado em armas e torneiras) — constituído por Cu e Zn.
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Ligas Metálicas
 Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos: 
 - Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
 - Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
 - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
 - Bronze ( Cu e Sn)
 - Latão (Cu e Zn)
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LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido.
Tipos de ligações intermoleculares:
 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares.
 2) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares.
 3) Ligações de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
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Forças de dípolo-dípolo
São forças que atuam entre moléculas polares. Quanto maiores forem os momentos dipolares e menores forem as moléculas, maior é a força. As moléculas tendem a alinhar-se de tal modo que a interação seja máxima.
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Forças Intermoleculares
2) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido :
 
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Forças Intermoleculares
3) Ligações de Hidrogênio:
 
É um tipo de interação entre o átomo de hidrogênio (ligado a um átomo eletronegativo) e um átomo de O, N, e F.
 as N-H, O-H ou F-H, 
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LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
Força das interações intermoleculares:
 
Ordem crescente da intensidade de interação:
 
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < ligações de H
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Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Dois fatores influem nos PF e PE:
 Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância.
 
 
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