Aula 4 - 5 - Ligações Química Nox

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Química para Engenharia
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Prof. Esp. Renato Menezes Arantes
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Consiste das forças de mantêm os átomos unidos, de natureza fundamentalmente elétricas. Ex: H2O
H > z= 1 1S1 
O > z= 8 1s2 
 2s2 2p4 
Hidrogênio tem capacidade de ligar apenas 1 elétron;
Oxigênio tem a capacidade de ligar 2 elétrons;
O Carbono tem a capacidade de ligar 4 elétrons;
Então foi chamado de Valência a “Capacidade de um átomo ligar-se a outros”. Ou seja, o hidrogênio é monovalente, oxigênio é bivalente e o carbono é... 
polivalente?
é tetravalente
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Então, diante das condições dos gases nobres, ou seja, oito elétrons na ultima camada (exceto o Hélio) e que eles tem pouca tendencia de se unirem entre si ou com outros átomos, foi lançado a hipótese (Lewis e Kossel) de que os átomos procuram se ligarem para ganhar ou perder elétrons na última camada até a tingirem a configuração eletrônica de um gás nobre.
REGRA DO OCTETO – Um átomo adquire estabilidade quando possui oito elétrons na camada de valência mais externa, ou dois elétrons quando possui apenas camada K. 
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Tipos de Ligações
> Iônicas - Ex. NaCl
> Covalentes - Normal – Ex. O2 
				 - Dativa – Ex. SO2 
> Metálicas – Ex. Liga Ferro Carbono (aço)
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LIGAÇÕES IÔNICAS
Considerando os átomos de sódio e cloro:
	Na x + Cl = Na + e Cl - 
 (representação denominada notação de Lewis)
 
Reação Iônica – é a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo entrega definitivamente um, dois ou mais elétrons a outro átomo;
Comumente ocorre entre os metais (1A e 2ª), que querem doar ê’s, e os não metais (5A, 6A e 7ª), que querem receber ê’s.
					y A + x B Ay BX ‘
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LIGAÇÕES IÔNICAS
Vista Espacial
do NaCl:
Quando um átomo perde ê (cátion), o núcleo (que permanece com sua carga positiva intacta) passa a atrair mais fortemente os ê’s restantes. Ao contrário é com o átomo que recebe o ê. Então, o raio atômico do anion é sempre maior que do átomo original, e o do cátion é sempre menor 
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LIGAÇÕES IÔNICAS
Exercícios
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Covalentes Normal
		É a união entre átomos, estabelecida por pares eletrônicos, de modo que cada par seja formado por um ê de cada átomo. Nesse caso chama-se VALENCIA, ou melhor, COVALENCIA ao número de pares de ês.
Ex.
	 Hx + oH H x o H Fórmulas Eletrônicas ou de Lewis
					 H-H Fórmulas Estrutural Plana
 O + O O O O=O
 N + N N N N N
LIGAÇÕES COVALENTE
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Covalentes Dativa
		É a união entre átomos estabelecida por pares eletrônicos, porem de modo que o par eletrônico seja trazido apenas por um dos átomos. Normalmente, cada par eletrônico coordenado corresponde a duas unidades de valências, isto é, equivalente a duas ligações covalentes normais. .
Ex.:	NH3 + H+ NH4+ 
Obs.:Uma substancia ou composto químico é considerado molecular quando só apresentam ligações covalentes (normais ou dativas). Desde que apresente apenas uma ligação iônica o composto é considerado iônico. 
		
LIGAÇÕES COVALENTE
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Exercícios
LIGAÇÕES COVALENTE
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Os metais (alguns semi-metais), no estado sólido, se agrupam de forma geometricamente ordenada, dando origem às CÉLULAS, GRADES ou RETÍCULOS CRISTALINOS.
LIGAÇÕES METÁLICAS
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Segundo a TEORIA DA NUVEM ELETRÔNICA, alguns átomos de metal ‘perdem’ ou ‘soltam’ elétrons de suas ultimas camadas, funcionando, assim, como cola que os mantém unidos, proporcionando certas características e propriedades próprias (brilho, condutividade elétrica e térmica, alto ponto de fusão, resistência mecânica, maleabilidade, ductibilidade, etc.)
Portando Ligas Metálicas são união de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semi-metais ou não metais, mas sempre com a predominância do metal. 
Ex: aço – liga ferro e carbono
		aço inox – liga ferro, carbono, níquel e cromo
		bronze – liga cobre e estanho
		latão – liga cobre e zinco
LIGAÇÕES METÁLICAS
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Os compostos iônicos e metálicos, na CNTP, quase sempre são sólidos devido às forças elétricas de atração entre seus constituintes. Já com relação aos compostos covalentes, estes podem estar, na CNTP, sólidos, líquidos ou gasoso, com uma força de interação diferente dos compostos iônicos e metálicos. Estas forças são:
 Dipolo-dipolo
Ex. HCl – forma pólos e uma molécula se interage com outra 
 Pontes de hidrogênio
Ex. H2O – hidrogênio ligado a átomos fortemente eletronegativo (O, F, N)
 Forças de Van der Waals - São forças de interação entre moléculas apolares que podem, momentaneamente, apresentar polos, e, por indução elétrica, “polarizar as outras moléculas. 
Ex. H2
LIGAÇÕES INTERMOLACULARES
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Exercícios
LIGAÇÕES INTERMOLACULARES
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É o estudo da “DOMÍNO” que os átomos exercem sobre os elétrons, nas ligações de compartilhamento ou transferência.
Quem perde ê, oxida (sofreu oxidação)
Quem ganha ê, reduz (sofreu redução)
Ex. Na + Cl (Na)+ (Cl)-
Na – oxidou e Cl – reduziu
Quem provoca oxidação é agente oxidante (Cl)
Quem provoca redução é agente redutor (Na)
Resumo: Oxidante, ou agente oxidante, é o elemento (ou substancia) que provoca a oxidação (ele mesmo se reduzindo)
E Redutor, ou agente redutor, é o elemento (ou substancia) que provoca redução (ele mesmo se oxidando).
 
TEORIA OXI-REDUÇÃO (REDOX)
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		O número de oxidação (Nox) de compostos iônicos é a própria carga elétrica do íon, ou seja, o Nox do Na =+1 e do Cl=-1.
		Já o de compostos moleculares o Nox de cada átomo é a carga teórica que o átomo iria adquirir se houvesse ruptura da ligação, ficando o ê no átomo mais eletronegativo.
Ex.: HCl Nox H = +1 e Nox Cl = -1
H2O Nox O = -2 e Nox H = +1 / cada
Lembrar:
1- o Nox de um elemento ou substancia simples é zero;
2- nos compostos temos os seguintes valores usuais: Nox H = +1, Nox O = -2 
TEORIA OXI-REDUÇÃO (REDOX)
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		Calculo do Nox
H3PO4 			Nox H = +1 	Nox O = -2
				3 . (+1) + Nox P + 4. (-2) = 0
						Nox P = +5
Na2CO3 Nox Na = +1 Nox O = -2
	
				2 . (+1) + Nox C + 3. (-2) = 0
					
						Nox C = +4		
TEORIA OXI-REDUÇÃO (REDOX)
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	Exercícios	
TEORIA OXI-REDUÇÃO (REDOX)
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