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Ligações Químicas Química Geral Prof. Fernando Dutra Tipos de Ligações Químicas • Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. • Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmentede elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. • Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. • Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. Símbolos de Lewis • Representa, através de figuras, a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento. H NH O N Cl Ne Símbolos de Lewis A regra do octeto • Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. • A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder• A 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). • Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto A ligação entre o cloro e o sódioA ligação entre o cloro e o sódio • Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com o número necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível. • As configurações eletrônicas podem prever a formação Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos • As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável: • Mg: [Ne]3s2 • Mg+: [Ne]3s1 não estável • Mg2+: [Ne] estável • Cl: [Ne]3s23p5 • Cl−: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável Íons de metais de transição • Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d). Íons poliatômicos • Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, g. SO4 2−, NO3 −. • Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. • Quando átomos similares se ligam, eles Ligação Covalente 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. Ligação Covalente Ligação Covalente • As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Cl + Cl Cl Cl Ligação Covalente • Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha: Cl Cl H F H O H H N H H CH H H H • 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); Ligações Múltiplas (O2); • Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). H H O O N N • Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. • O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. Polaridade de Ligação 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. • Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula . • Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). • A eletronegatividade aumenta: Polaridade e eletronegatividade • A eletronegatividade aumenta: • ao logo de um período e • ao descermos em um grupo. • Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. • A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ+ e o polo negativo por δ-. Ligações polares F = 4,0 Li = 1,0 H= 2,1 • O nome do elemento mais eletronegativo termina em – eto e, em geral, vem antes no nome, seguido do prefixo ‘de’. • O elemento menos eletronegativo recebe o nome em seguida. Nomenclatura seguida. • Os compostos iônicos recebem seus nomes de acordo com seus íons, inclusive a carga no cátion de sua variável. • Os compostos moleculares recebem seus nomes com prefixos. Nomenclatura A nomenclatura de compostos é dividida em compostos orgânicos (aqueles que contêm C) e compostos inorgânicos (o resto da tabela periódica). Os cátions formados a partir de um metal têm o mesmo nome do metal. Exemplo: Na+ = íon de sódio. Nomenclatura Se o metal puder formar mais de um cátion, a carga é indicada entre parênteses no nome. Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II).Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II). Os cátions formados de não-metais têm a terminação -io. Exemplo: NH4+ íon amônio. Nomenclatura Os ânions monoatômicos (com apenas um átomo) são chamados ___eto. Exemplo: Cl− é o íon cloreto. Outros: hidróxido (OH−), cianeto (CN−), peróxido (O22−). • Os ânions poliatômicos (com muitos átomos) que contêm oxigênio têm a terminação -ato ou -ito. (Aquele com mais oxigênio é chamado -ato.) Exemplos: NO3- é o nitrato, NO2- é o nitrito. Nomenclatura Ânions poli-oxigenados (oxiânion) recebem nomes especiais Os ânions poliatômicos que contêm oxigênio com hidrogênios adicionais recebem o nome adicionando-se hidrogeno ou bi- (um H), dihidrogeno (dois H), etc., ao nome, como se segue: CO3 2- é o ânion carbonato HCO3 - é o ânion hidrogenocarbonato (ou bicarbonato). H2PO4 - é o ânion dihidrogenofosfato. Para o composto iônico dá-se o nome para o ânion seguido do conectivo “de” e do nome do cátion. Exemplo: BaBr2 = brometo de bário.
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