Aula 6 Ligações Químicas

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- LIGAÇÕES QUÍMICAS -
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL/PRODUÇÃO
Profª. Ma. Jethânia Glasses
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Como os átomos se unem?
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“Toda a matéria que nos cerca é formada por substâncias químicas, constituídas por átomos que, isolados, não estão estabilizados – exceto os gases nobres.”
Ligações químicas formam as substâncias, tornando os átomos estáveis.
O tipo de ligação que se estabelece entre os átomos permite inferir suas propriedades e prever em que condições o material pode ser trabalhado.
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Diversidade de substâncias X ligações químicas.
Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
As ligações:
1. atrações eletrostáticas.
2. tendência de formação de pares eletrônicos.
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TEORIA DO OCTETO
	O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons na camada de valência, imitando os gases nobres. 
Configuração Geral: ns2 np6
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
REGRA DO DUETO:
O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. 
Configuração Geral: ns2 
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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FAMÍLIA A
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Eletronegatividade é a tendência de um átomo em atrair elétrons compartilhados numa ligação química.
Eletropositividade indica a tendência do átomo em liberar esses elétrons quando ligado a outro.
Metais são a maioria dos elementos na tabela periódica. Possuem brilho, dúcteis, maleáveis e bons condutores de calor e eletricidade. Ametais: propriedades inversas aos metais.
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As ligações podem ser divididas em dois grupos
1. Interatômicas:
	- iônicas
	- metálicas
	- covalentes
2. Intermoleculares:
	- pontes de H
	- forças VDW
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Ligação iônica
Ocorre entre um cátion e um ânion sendo o resultado de atração eletrostática. 
Portanto, tal ligação ocorrerá entre elementos muito ELETROPOSITIVOS (metais alcalinos e alcalino-terrosos) e elementos muito ELETRONEGATIVOS (calcogênios e halogênios), principalmente.
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Não Esqueça!!!
Metais:
Eletropositivos
Perdem elétrons
Viram Cátions(+)
Ametais:
Eletronegativos
Ganham elétrons
Viram Ânions(-)
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Ligação iônica
 Configuração dos Átomos:
Na
Cl
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Ligação iônica
 Configuração dos Átomos:
Na
Cl
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Ligação iônica
 Formação dos íons:
Na+
Cl-
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Ligação iônica
 Atração Eletrostática:
Na+
Cl-
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Ligação iônica
 Atração Eletrostática:
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Um exemplo típico de composto iônico: NaCl 
Cada íon assume configuração eletrônica de gás nobre (modelo do octeto).
Cristal cúbico
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Fórmulas Iônicas
 Cargas = + xy – xy = zero
Exemplos:
Ca+2 + Br-1  CaBr2
Al+3 + S-2  Al2S3
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Normalmente os elementos que se ligam iônicamente são os das famílias IA, IIA e IIIA com os das famílias VA, VIA e VIIA da tabela periódica.
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Fórmulas Iônicas
Al2O3
Al+3 O-2
Fórmula-íon
Fórmula de Lewis
ou Eletrônica
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Características dos compostos iônicos
1. Todos são sólidos cristalinos, à T ambiente;
2. Apresentam alto Ponto de Fusão e Ebulição,
 o que indica uma intensa (forte) ligação;
3. O caráter iônico aumenta com a diferença 
 de eletronegatividade entre os elementos;
4. Não conduzem corrente elétrica no estado 
 sólido mas conduzem em solução aquosa e
 quando fundidos; 
5. Os íons obedecem ao modelo do octeto.
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Ocorre entre metais e possui como principal característica, elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros no retículo (“mar de elétrons”).
LIGAÇÃO METÁLICA
ÁTOMOS
CÁTIONS 
ELÉTRONS LIVRES
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Características de Compostos Metálicos:
 São sólidos nas condições ambientes (Exceção Hg);
 Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico);
 Possuem altos P.F. e P.E.;
 Conduzem corrente elétrica no estado sólido ou fundidos (elétrons livres);
 São Dúcteis e Maleáveis.
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Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas )
 Ouro 18 quilates: (Au e Cu)
 Aço: ( Fe e C)
 Bronze: (Cu e Sn)
 Latão: (Cu e Zn)
 Metal monel: (Ni e Cu)
 Amálgama de Prata: (Hg e Ag)
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Ligação covalente ou molecular
Ocorre, em geral, entre átomos de não metais onde a diferença de eletronegatividade seja baixa.
A ligação covalente decorre do compartilhamento de pares de elétrons, ou seja, ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons.
- se o par de elétrons é constituído por um elétron de cada átomo envolvido, a ligação é dita covalente normal; - se o par de elétrons é cedido por apenas um dos átomos a ligação é dita covalente dativa ou coordenada.
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Ligação covalente ou molecular
	Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si.
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Ligação covalente ou molecular
 Configuração dos Átomos:
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Ligação covalente ou molecular
 Atração Quântica:
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Ligação covalente ou molecular
 Atração Quântica:
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Normalmente os elementos que se ligam por covalência são os das famílias IVA, VA, VIA e VIIA tabela periódica e, eventualmente, o elemento Hidrogênio.
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Ligação Covalente Normal
Fórmula de Lewis
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
H  H
O  O
N  N
H2
N2
O2
Lig. Covalente Simples
Lig. Covalente Dupla 
Lig. Covalente Tripla
1 sigma
1 sigma + 1 pi
1 sigma + 2 pi
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1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
Polaridade das Ligação Covalente
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2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
Polaridade das Ligação Covalente
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	Só acontece quando um elemento (que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons.
Exemplo:
Ligação Coordenada (DATIVA)
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Orbitais moleculares  e 
	Um mesmo átomo pode fazer até 4 ligações covalentes comuns mas, entre dois átomos, o número máximo de ligas covalentes comuns é 3. Dependendo da quantidade de ligações e dos orbitais em que estas se formam, podemos representá-las por  ou  .
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Características de Compostos Moleculares:
 São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente);
 Possuem baixos P.F. e P.E.;
 Não conduzem corrente elétrica (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ; 
 São formados por moléculas.
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A orientação espacial das moléculas, em relação aos seus átomos e respectivas ligações chamamos de geometria molecular.
A disposição das ligações pode ser explicada por vários modelos teóricos, não contraditórios entre si sendo a de mais fácil compreensão a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (TRPECV) proposta por R. Gillespie (1963).
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Geometria molecular
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Segundo a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (TRPECV):
“ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes ou não-ligantes se repelem, tendendo a ficar o mais afastado possível”.
 pares ligantes = participam das ligações
 pares não-ligantes = não participam das ligações
pareletrônico = ligação simples, dupla, tripla, coordenada ou par não usado (não-ligante).
Geometria molecular
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Seqüência de passos na aplicação da Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (TRPECV):
1. escreva a fórmula da substância e conte os pares eletrônicos ao redor do átomo central;
2. escolha a disposição geométrica que distribua esses pares de modo a ficarem o mais afastados possível (usando as formas básicas).
Geometria molecular
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Formas Básicas
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“Braços” são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central.
2 “Braços”
3 “Braços”
4 “Braços”
ATENÇÃO
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X2
Ex.: H2, N2, O2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
Moléculas Diatômicas 
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XY
Ex.: HBr, HCl, HF
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
Moléculas Diatômicas 
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XY2
Ex.: CO2, CS2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
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Ex.: SO2
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
XY2 e-
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Ex.: H2O, H2S
Geometria: Angular
Ângulo: 105°
XY22e-
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XY3
Ex.: BF3, BH3
Geometria: Trigonal
Plana
Ângulo: 120°
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Ex.: NH3, PH3
Geometria: Piramidal
Ângulo: 107°
XY3 e-
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Ex.: CH4,CCl4
Geometria: Tetraédrica
Ângulo: 109°28’
XY4
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Polaridade de ligações e moléculas
Quando uma ligação ocorre entre átomos iguais o par eletrônico será compartilhado de modo igual pelos dois átomos.
Uma ligação desse tipo é chamada APOLAR.
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Quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos, o par eletrônico da ligação se localiza mais próximo do átomo mais eletronegativo, originando uma ligação chamada POLAR.
O polo negativo estará localizado próximo ao átomo mais eletronegativo e o polo positivo próximo ao átomo mais eletropositivo.
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos, mais polarizada será a ligação
Polaridade de ligações e moléculas
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Assim, a ligação 
H - F
será mais polarizada do que a ligação
H - Cl 
Polaridade de ligações e moléculas
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Polaridade de ligações e moléculas
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Molécula H2O (assimétrica e polar)
Exemplos
Molécula CO2 (simétrica e apolar)
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Ligações Intermoleculares
Pontes de H
Forças VDW
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Pontes de H
São ligações que ocorrem em substâncias no estado líquido ou sólido, nas quais o átomo de H está ligado a um átomo muito eletronegativo (F, O ou N).
A ligação decorre da atração eletrostática entre o polo positivo (localizado no H) e o polo negativo (localizado no F, O ou N). Essas ligações justificam propriedades anormais de certas substâncias (alto ponto de ebulição, elevada tensão superficial,...)
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Forças de Van Der Waals (VDW)
São ligações fracas que ocorrem entre moléculas polares e/ou apolares, em substâncias que se encontram no estado líquido ou sólido. São de dois tipos
dipolo - dipolo 
(ocorre em moléculas polares)
b) dipolo induzido- dipolo induzido
(ocorre em moléculas apolares)
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