trabalho importante

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

UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO -UFPE
CENTRO ACADEMICO DO AGRESTE – CAA
DISCENTES:
PALOMA OLIVEIRA
RAQUEL GOMES
ROSANE ALVES
TAMIRES EDUARDA
DOCENTE: JULIANA ANGEIRAS
Ligações químicas 
INTRODUÇÃO
 São as forças intermoleculares, isto é, entre moléculas, e as forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals. As forças intramoleculares são as famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente ou metálico.
LIGAÇÃO IONICA
A ligação iônica é a ligação química formada pela atração eletrostática entre íons positivos e íons negativos. A ligação se dá entre dois átomos quando um elétron, ou mais de um, se transfere da camada de valência de um átomo para a camada de valência do outro. O átomo que perde elétrons torna-se um cátion (íon positivo) e o que recebe elétrons torna-se um ânion (íon negativo).
Exemplo:
Transferência de um elétron de valência do átomo de sódio (Na) para a camada de valência do átomo de cloro (Cl).
Na (1s22s22p63s1) + Cl (1s22s22p63s23p5) Na+ (1s22s22p6) + Cl- (1s22s22p63s23p6)
Formação das ligações iônicas
Para que haja a ligação iônica é necessário a liberação e fornecimento de energia.
A formação do cátion terá que ser fornecida energia para que o elétron se desprenda do átomo. Já o ânion terá que liberar energia para receber o elétron.
Ex: Na+Cl-
A unidade elementar de uma substância que apresenta ligação iônica é o aglomerado iônico caracterizado pela sua fórmula. Na ligação iônica o doador de elétrons é um METAL, enquanto o receptor é NÃOMETAL ou HIDROGÊNIO.
Esses arranjos de íons, formando
figuras geométricas definidas, são
chamados redes cristalinas ou
retículos cristalinos.
Configuração eletrônica e símbolo de Lewis
Podemos predizer as fórmulas mais prováveis dos compostos iônicos a partir da estrutura eletrônica de seus cátions e ânions.
Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons de valência quando os átomos formam ligações iônicas. Ele representou cada elétron de valência como um ponto e arranjou-os em torno do símbolo do elemento.
Exemplo:
Formação do cloreto de sódio (sal de cozinha), a partir do sódio e do cloro. Vejamos:
O sódio : Na (Z = 11) = 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s1 ou 2 – 8 - 1
O cloro : Cl (Z = 17) = 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 3p5 ou 2 – 8 - 7
LIGAÇÕES COVALENTES
Ligações covalentes
É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação de um par.
Propriedades do composto moleculares 
Pontos de fusão e de ebulição baixos, quando comparadas as substancias iônicas.
Nas condições ambientes, podem ser encontrados nos estados gasoso, liquido solido.
Quando puro não conduz corrente elétrica em nenhum estado físico.
Poderão conduzir a corrente elétrica, quando em solução aquosa, dependendo de haver ou não formação de íons na solução.
A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.
Formula de lews
Formula estrutural
H2O
Formula molecular
Além da formula molecular, as ligação covalente pode ser representada ainda por duas outras fórmulas
Fórmula Eletrônica ou Fórmula de Lewis: nessa fórmula aparecem também os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação de pares eletrônicos. Esses elétrons são simbolizados pelos sinais . ou x;
Fórmula Estrutural Plana: mostra as ligações dos elementos, sendo que cada par compartilhado corresponde a um traço. Se for apenas um traço chamamos de ligação simples; se forem dois, ligação dupla; e se forem três traços, ligação tripla.
Exemplos de ligações covalentes, sendo representadas por essas três fórmulas químicas:
Polaridade de ligações 
Ligação covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade :
Exemplo: H2
Ligação covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividade.
 
Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+)
 
Exemplo: HCl 
Ligação covalente Dativa ou Coordenada:
Exemplo:
SO2 (dióxido de enxofre )
Regra do octeto
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).
Octeto significa o nível de valência com a configuração S² P6, que é a configuração estável característica dos gases nobres. Uma exceção é o átomo de hélio que preenche sua camada de valência, o orbital 1s, com dois elétrons.
Um único par de elétrons compartilhados é simbolizado por A−B; ligações duplas (A=B) consistem de dois pares de elétrons compartilhados; ligações triplas (A≡B) consistem de três pares de elétrons compartilhados. 
Pares de elétrons de valência não compartilhados em átomos são chamados de pares não ligantes ou pares solitários.
Algumas exceções para esta regra: 
Molécula com número ímpar de elétrons;
Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
Moléculas nas quais um átomo tem mais de um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Ligação metálica
Ocorre entre átomos metálicos (metal+metal).
Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmo perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.
Referencias:
ftp://ftp.demec.ufpr.br/disciplinas/TM222/Aula%203.pdf
http://www2.ufpa.br/quimdist/disciplinas/quimica_inorganica_teorica/capitulo%202.pdf
http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
17