LIGAÇÕES QUÍMICAS AULA1

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

LIGAÇÕES QUÍMICAS
PROFESSOR
Tancredo Fontineles
 
1
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Conceito de Ligações Químicas
	São uniões estabelecidas entre átomos para formarem moléculas, ou agregados cristalinos moleculares, ou ainda as estabelecidas entre íons que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto.
Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável por três maneiras: perdendo, recebendo ou compartilhano elétrons.
Ligação Iônica 
Ligação Covalente
Ligação Metálica
2
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Os elementos podem ser classificados em;
Elementos eletropositivos: cujos átomos perdem um ou mais elétrons com relativa facilidade;
Elementos eletronegativos: cujos átomos tendem a receber elétrons
Elementos com reduzida tendência de receber ou perder elétrons.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Teoria do Octeto – Kossel, Lewis e Langmuir
“Um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na sua camada de valência.” 
	O Hidrogênio e o Hélio como apresentam somente a camada eletrônica K, adquirem estabilidade com 2 elétrons.
Existem exceções à regra do octeto, mas esta teoria serve para entendimento das ligações química
4
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação Iônica – Ocorre com transferência definitiva de elétrons.
	Ocorre com elementos que apresentam tendências opostas. Um tenha tendência de perder elétrons (IA, IIA e IIIA) e o outro tenha tendência de ganhar elétrons(VA, VIA, VIIA).
5
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Exemplos de Ligações Iônicas – Formação do Cloreto de Sódio
Distribuição eletrônica dos átomos neutros
Formação do Composto
6
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Estrutura de Lewis e Fórmula Química
Fórmula Química: NaCl
7
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Outros Exemplos:
8
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Propriedades dos Compostos Iônicos
Formam estruturas denominadas de retículos cristalinos ou cristais
Cristal do NaCl – Forma Cúbica
9
LIGAÇÕES QUÍMICAS
10
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Propriedades dos Compostos Iônicos
Estado Físico: sólidos na temperatura ambiente
11
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Propriedades dos Compostos Iônicos
Quando submetidos a impactos quebram-se facilmente: duros e quebradiços;
Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido;
Seu melhor solvente é a água.
12
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação Covalente
Ocorre entre átomos que têm tendência de receber elétrons: é o caso das ligações entre hidrogênio, ametais e semimetais
13
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Exemplos de Ligação Covalente
14
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Exemplos de Ligação Covalente
15
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Exemplos de Ligação Covalente
16
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação covalente Dativa ou Coordenada
17
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Exemplos de Ligação Dativa
Formação do SO2
18
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Número de oxidação
É calculado inicialmente considerando-se que os elétrons compartilhados pertencem ao elemento mais eletronegativo.
Regra para calcular o número de oxidação:
“Quebrar” teoricamente a molécula, removendo-se todos os átomos ligados na forma de íons
Determinar a carga remanescente no átomo central.
1. No caso dos íons simples, isto é, nos íons monoatômicos, o Nox equivale à sua própria carga elétrica. Exemplos:
O2-: Nox = -2
Cl-: Nox = -1
Na+: Nox = +1
Fe2+: Nox = +2
Al3+: Nox = +3
2. No caso de um elemento ou de substâncias simples, que são aquelas compostas de átomos de apenas um tipo de elemento, temos que o Nox é igual a zero.Alguns exemplos de substâncias assim são: O2, N2, H2, He, etc.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Outras regras:
3. O Nox de certos elementos de algumas famílias da tabela periódica são fixos em seus compostos. Exemplos:
Metais alcalinos (família 1 ou IA): Nox igual a +1;
Metais alcalino-terrosos (família 2 ou IIA): Nox igual a +2;
Zinco: Nox igual a+2;
Prata: Nox igual a +1;
Alumínio: Nox igual a +3.
4. Geralmente o Nox do hidrogênio (H) nas substâncias compostas é +1, e do oxigênio é -2;
5. Em compostos binários nos quais os halogênios (elementos da família 17 ou VII A) são os mais eletronegativos, a sua carga é igual a -1;
6. A soma dos Nox de todos os átomos que compõem um composto iônico ou molecular é sempre igual a zero.
Observação: Essa última regra é a mais importante, pois por meio dela é possível verificar se os Nox dos elementos estão corretos.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ciclo de Borh- Haber
Representa as energias envolvidas na formação de um composto iônico e é usado para cálculo da energia reticular.
Energia Reticular – É a energia de formação de um composto iônico a partir dos íons gasosos.
22
Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) 
	Htotal = -411 kJ/mol		
Na(s) Na(g)
107.3 kJ/mol
1/2 Cl2(g) Cl(g)
122 kJ/mol
Na(g) Na+(g) + e-
495.8 kJ/mol
Cl(g) + e- Cl-(g)
-348.6 kJ/mol
Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)
H = ?
Ciclo de Borh- Haber para Formação do Cloreto de Sódio NaCl
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Propriedades dos Compostos Moleculares
As unidades de uma substância formadas por ligações covalentes são denominadas de moléculas.
Em condições ambientes são encontradas no estado sólido, líquido ou gasoso. 
Apresentam P.F. e P.E. menores do que os compostos iônicos
Quando puras não conduzem corrente elétrica.
	Lembrete: Compostos formados por ligações iônicas são denominados de aglomerados iônicos e compostos formados por ligações covalentes são denominados de moléculas.
24
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Geometria Molecular
Quando a molécula é formada por dois átomos ela é obrigatoriamente LINEAR.
Formada por mais de 2 átomos deve-se considerar a Teoria de Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de valência.
 	“Os pares eletrônicos ao redor de um átomo central estejam ou não participando das ligações, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de forma a ficarem orientadas no espaço com o maior afastamento possível (maior distância angular) para que a repulsão entre elas seja mínima.”
25
LIGAÇÕES QUÍMICAS
26
LIGAÇÕES QUÍMICAS
27
LIGAÇÕES QUÍMICAS
28
LIGAÇÕES QUÍMICAS
29
LIGAÇÕES QUÍMICAS
TLV e TOM
TLV – A ligação entre dois átomos é formada através da sobreposição de dois orbitais atômicos semipreenchidos.
30
LIGAÇÕES QUÍMICAS
TLV e TOM
TOM – Numa ligação química covalente há a formação de orbitais moleculares pela combinação de orbitais atômicos. Quando os orbitais atômicos interferem construtivamente, formam-se orbitais moleculares ligantes, e quando interferem destrutivamente, formam orbitais antiligantes.
N orbitais atômicos se combinam para formar n orbitais moleculares.
A teoria do Orbital Molecular explica vários propriedades de compostos que a TLV não consegue. Como o paramagnetismo do O2
 
31
LIGAÇÕES QUÍMICAS
TLV e TOM
FORMAÇÃO DO H2
 
32
LIGAÇÕES QUÍMICAS
TOM
Formação do O2 e explicação do paramagnetismo do O2
 
33
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação Metalica
Consiste em um agrupamento de cátions fixos, rodeados por um verdadeiro mar de elétrons.
34
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Propriedades dos metais
Brilho característico
Alta condutividade térmica e elétrica
Altos pontos de fusão e ebulição
Maleabilidade
Ductibilidade
Resistência à tração
Formam ligas metálicas
35