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QUÍMICA GERAL 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÕES QUÍMICAS
INTRODUÇÃO
 Estuda a força que age entre os átomos, as quais unem estes átomos formando moléculas. As principais forças de interação mais forte são as ligações iônicas e as ligações covalentes, também estudaremos ligações de menor intensidade, como as ligações moleculares e as ligações metálicas. 
LIGAÇÕES IÔNICAS
A formação das ligações Iônicas, ocorre entre metais e não-metais.
- Como em um metal a energia de ionização é baixa, isto é, é necessário pouca energia para remover um elétron do seu átomo, ocorre a formação de um íon positivo ou cátion.
LIGAÇÕES IÔNICAS
- Em um não-metal a energia de ionização é alta, ocorre a formação de um íon negativo ou ânion.
Estrutura do Cloreto de Sódio
Modelo espacial, geometricamente correto. 
- As forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas.
- As ligações iônicas em geral formam sólidos.
- Os íons não estão arranjados aos pares, e sim ordenados em três dimensões.
ESTRUTURAS DE LEWIS
Lewis desenvolveu um método de colocar os elétrons em átomos, íons e moléculas, chamadas estruturas de Lewis, onde o símbolo químico é rodeado de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência de átomo (Regra do octeto). 
É necessário montar a estrutura de Lewis para termos a fórmula empírica - NaCl
Ligação iônica e Energia
Usando a regra do octeto, pose-se prever que um metal perde seus poucos elétrons de valência para formar um cátion, e um não-metal ganha poucos elétrons para formar um ânion.
- Mas por que este processo ocorre?
Todas a reações ocorrem quando produtos formados são mais estáveis que os regentes.
 
- Mas como reconhecemos este aumento de estabilidade?
Pelo fato de ser, em geral, seguida de liberação de energia, ou seja o processo é dito energeticamente favorável. 
Formação de um composto iônico sólido
Como as ligações iônicas são forças fortes, uma quantidade significativa de energia deve ser fornecida para quebrar um sólido iônico.
- Devido a isto, estes sólidos possuem pontos de fusão relativamente altos.
Sólidos iônicos são fracos condutores de calor e eletricidade.
São geralmente encontrados na natureza como cristais duros e quebradiços.
Quando um sólido iônico se dissolve em água ele se dissocia, ou seja, seus íons se separam e são rodeados por moléculas de água.
LIGAÇÕE COVALENTE
- A ligação covalente ocorre quando os dois átomos tem mesma tendência de ganhar e perder elétrons.
- A transferência total de um elétron não acontece.
- Ficando os elétrons compartilhados entre os átomos.
A MOLÉCULA DE HIDROGÊNIO
- A força atrativa que segura dois átomos de hidrogênio juntos formando uma molécula de H2 é devido à atração de cada núcleo e o elétron do outro átomo.
- Mas se aproximar muito, vai ter uma repulsão entre os núcleos carregados positivamente.
- A distância de 0,074 nm é a distância de ligação ou comprimento de ligação onde as forças atrativas e repulsivas se igualam.
- Nesta distancia os dois elétrons são igualmente compartilhados entre os dois átomos de hidrogênio, ou seja, ambos os núcleos atraem igualmente ambos os elétrons. Esta atração é que constitui a ligação covalente.
A energia potencial de dois átomos de hidrogênio a várias distâncias
ESTRUTURAS DE LEWIS E A LIGAÇÃO COVALENTE
O par compartilhado é colocado entre os dois símbolos. Os outros seis elétrons são agrupados aos pares ao redor do átomo de flúor, como pares não-compartilhados.
LIGAÇÕES MULTIPLAS
Dois átomos podem compartilhar mais de um par de elétron.
- Uma ligação com dois pares de elétrons compartilhados é denominada ligação dupla, e com três pares, ligação tripla.
RESSONÂNCIA
A estrutura de Lewis é um resumo esquemático, representando os elétrons de valência na molécula, mas algumas vezes não é possível representar uma partícula com uma única estrutura de Lewis. 
Por exemplo, vamos considerar a molécula de ozônio, O3.
Ambas as ligações possuem a mesma força, e cada uma tem um mesmo comprimento de 0,128 nm, possuindo características intermediárias entre uma ligação simples e uma dupla.
A estrutura da molécula de ozônio é conhecida como um híbrido de ressonância.
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ELETRONEGATIVIDADE
Se o par de elétrons é compartilhado entre dois átomos, isto significa que o par é simultaneamente atraído par o núcleo por ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons.
O par de elétrons não é igualmente compartilhado, a menos que os dois átomos o atraiam com a mesma força.
A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de valência depende da carga nuclear e da distância entre o núcleo e a camada de valência. 
Esta atração é medida por uma quantidade chamada eletronegatividade (tendência de um átomo em atrair o par de elétrons).
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PERIODICIDADE E ELETRONEGATIVIDADE
Comparativamente a afinidade eletrônica, eletronegatividade mostra, pelos mesmos motivos, um melhor comportamento periódico.
- Nos períodos a eletronegatividade tende a crescer da esquerda para a direita, devido ao aumento da carga nuclear.
- No grupo a eletronegatividade decresce a medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo.
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POLARIDADE DA LIGAÇÃO (Eletronegatividade)
Átomos idênticos possuem a mesma eletronegatividade. Na molécula de H2.
Uma ligação formada entre dois átomos com eletronegatividade iguais é denominada não-polar.
Átomos de elementos diferentes, o compartilhamento do par de elétrons não é igual, sendo esta dita ligação covalente polar. 
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POLARIDADE DA LIGAÇÃO (Eletronegatividade)
Quando a diferença na eletronegatividade de dois átomos ligados é muito grande, a ligação é melhor descrita como iônica.
Assim podemos considerar uma ligação iônica como sendo uma ligação covalente extremamente polar, ou seja, com pouco compartilhamento de elétrons.
Valores numéricos de eletronegatividade foram obtidos para analisar a polaridade das ligações. O valor de aproximadamente 1,7 é o limite da diferença de predominancia em uma ligação (iônica ou covalente). 
- Eletronegatividade menor que 1,7 – Ligação Covalente
- Eletronegatividade maior que 1,7 – ligação Iônica
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REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS
A estrutura de Lewis mostra os pares de elétrons da camada de valência ao redor do átomo central. Estes pares de elétrons se repelem entre si devido a suas cargas, sendo o arranjo geométrico mais estável aquele onde as repulsões entre os pares são mínimos.
O Método VSEPR
Determina a orientação mais estável dos pares de elétron ao redor de um átomo:
1 – Os pares de elétrons ficam o mais afastado possível entre si, a fim de minimizar as repulsões inter-eletrônicas.
2 – Em pares compartilhados a repulsão é mais fraca, e é mais forte entre pares solitários.
3- Forças repulsivas decrescem bruscamente com aumento do ângulo entre pares.
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REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS
Em resumo, os passos no método VSEPR
1 – Esquematizar a estrutura de Lewis.
2 – Determinar o números ligações e de pares solitários do átomo central
3 – Orientar os pares de elétrons e as ligações nas posições apropriadas ao redor do átomo central, a fim de minimizar as repulsões entre eles.
4 – Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura geométrica obtida na etapa anterior.
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LIGAÇÕES MOLECULARES
As forças entre moléculas são geralmente mais fracas que ligações entre átomos, e são denominadas forças de Van der Waals. 
- Atrações entre moléculas polares, também chamadas forças dipolo-dipolo.
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LIGAÇÕES MOLECULARES
- Também temos as ligações de Ponte de Hidrogênio, as quais são estabelecidas entre átomos de hidrogênio e o átomo que possui pares de elétrons não compartilhados.
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LIGAÇÕES METÁLICAS
São ligações entre um mesmo metal, onde o íon positivo do metal ocupam os pontos de uma forma geométrica, e os elétrons ficam livres pela estrutura, formando uma nuvem de elétrons que se espalha por toda a estrutura
metálica.
Os elétrons livres no metal são responsáveis por suas características de;
- Condutividade elétrica e térmica
- Brilho do metal
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LIGAÇÕES E PROPRIEDADES DOS SÓLIDOS