Tudo sobre ligações químicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. 
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Definições
 Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade.
 Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons.
 Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.
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Regra do Octeto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. 
Configuração Geral: ns2 np6
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.
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Regra do Dueto
 Descrição: 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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TIPOS DE LIGAÇÃO
 IÔNICA ou ELETROVALENTE
 COVALENTE ou MOLECULAR: 
 - Simples
 - Dativa 
 INTERMOLECULAR
 METÁLICA
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LIGAÇÃO IÔNICA
 Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11)  1s2) 2s2, 2p6) 3s1
Cl ( Z = 17)  1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
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Ligação Iônica
 Configuração dos Átomos:
Na
Cl
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Ligação Iônica
 Transferência do elétron:
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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Ligação Iônica
 Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:
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Fórmula dos Compostos Iônicos
 Cargas = + xy – xy = zero
Exemplos:
Ca+2 + Br-1  CaBr2
AL+3 + S-2  Al2S3
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Ligações dos Grupos - A
Exemplos:
K+Cl-  KCl
Ca+2I-1  CaI2
c) Al+3S-2  Al2S3
d) Fe+3O-2  Fe2O3
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Características dos Compostos Iônicos
Sólidos a temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados.
Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa.
Melhor solvente é a água.
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Participantes dos Compostos Iônicos
Metal com: - Hidrogênio
 - Semimetal
 - Ametal
 - Radical salino (SO4-2)
 Radical Catiônico (NH4+) com os ânions listados para os metais.
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Exercícios de fixação:
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1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
 a) O potencial de ionizção dos átomos participantes tenha valores próximos. b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores próximos. c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes. d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas.
2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula:
 a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4
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Exercícios de fixação:
3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio, apresentam as propriedades:
 a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão. b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. c) Sólidos, maus condutorers de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão. e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão.
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LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
 Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.
Tipos de Ligações Covalentes:
 - Covalente Simples.
 - Covalente Dativa.
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Ligação Covalente Simples ou Normal
 Definição: o par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17)  1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
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Ligação Covalente Simples ou Normal
 Configuração dos Átomos:
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Ligação Covalente Simples ou Normal
 Atração Quântica:
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Ligação Covalente Simples ou Normal
 Atração Quântica:
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Ligação Covalente Simples ou Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
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Exemplos de Ligações Covalentes Simples
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Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
 Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes simples possíveis já aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
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NÚMERO DE VALÊNCIA
Definição: número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar. 
Valências dos grupos A 
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Moléculas do Tipo HxEOy
 Ácidos Oxigenados
 Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio.
 Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
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LIGAÇÕES SÍGMA () E PI ()
 Ligações : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo.
 Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p.
Obs. As ligações  só ocorrem após a ligação , que é única entre dois átomos.
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HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS
Definição: artifício utilizado por alguns elementos para formarem um maior número de ligações covalentes simples.
Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de Hibridização.
Hibridização
Ocorrências
Geometria
Ângulo
sp
Be e Mg
Linear
180°
sp2
B e Al
Trigonal
120°
sp3
C e Si
Tetraédrica
109° 28’
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Exemplos de Hibridização
 O átomo híbrido não completa o seu octeto. 
BeF2
BF3
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Hibridização do Carbono
		Hibridização
		Estrutura
		Sp3
		 l
C – 
 l
		Sp2
		C =
 l
		Sp
		– C ( ou =C=
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Características dos Compostos Moleculares
Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos.
Bons isolantes: térmico e elétrico.
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Participantes dos Compostos Moleculares
Ametal, Semimetal e Hidrogênio:
 - Ametal
 - Semimetal
 - Hidrogênio
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Exercícios de fixação:
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Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos apenas ligações covalentes:
 I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4
 a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV
2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período, pode ser representado por:  a) – Cl  b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl –    
3. (UCSal) Uma certa molécula linear é formado por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula:
 a) 4 ligações  d) 3 ligações  e 1 ligação  b) 4 ligações  e) 2 ligações  e 2 ligações  c) 1 ligação  e 3 ligações 
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Exercícios de fixação:
4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? F | P | | | a) P  F b) P – F P c) F – F  P d) F – P – F e) P – F – P
5. Nas moléculas: O = C = O e H – C  N As hibridizações apresentadas pelos átomos de carbono são, respectivamente:
 a) sp e sp2 b) sp e sp3 c) sp e sp d) sp3 e sp3 e) sp3 e sp3 
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GEOMETRIA MOLECULAR
DEPENDE:
Disposição espacial dos núcleos dos átomos.
 Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos.
Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.
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Nuvens Eletrônicas
Quando se tratar de moléculas com três ou mais átomos, considera-se uma nuvem eletrônica para os casos: 
 Ligação covalente simples
 Ligação covalente dupla
 Ligação covalente tripla
 Par de elétrons não ligante
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Formas Geométricas
 ÁTOMOS HIBRIDIZADOS:
sp  linear (ex: BeH2, CO2, etc.)
sp2  trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.)
sp3  tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.)
 ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS:
2 átomos  linear (ex: H2, HCl, etc.)
3 átomos  angular (ex: H2O, SO2, etc.)
4 átomos  piramidal (ex: PH3, NH3, etc.)
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Exercícios de fixação:
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Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo:
SCl2
BF3
HCl
O3
PH3
CO2
P4
SiH4
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POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
 Definição: acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação – pólos. 
 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação.
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Polaridade das Ligações
Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação.
 Classificação:
 - Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma.
 - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma.
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização.
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Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar: 
Ligação covalente polar:
H2 
HCl 
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POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. 
Momentum dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo.
 Ex: H  Cl 

Momentum dipolar resultante (r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
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Polaridade das Moléculas
Molécula apolar: momentum dipolar (r) = zero.
 Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
Molécula polar: momentum dipolar (r)  zero.
 Ex: molécula da água – H2O.
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Exercícios de fixação:
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1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar.
2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é: a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3 (clorofórmio)
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LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido.
Tipos de ligações intermoleculares:
 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares.
 2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
 3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares.
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Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Dois fatores influem nos PF e PE:
 1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância.
 Ordem crescente da intensidade de interação:
 Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.
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Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Exemplos:
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LIGAÇÃO METÁLICA
 Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência.
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Características dos Metais
 Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
 Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al.
 Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
 PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.
 Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.
 Maleabilidade e ductibilidade.
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Ligas Metálicas
 Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos: 
 - Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
 - Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
 - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
 - Bronze ( Cu e Sn)
 - Latão (Cu e Zn)
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Exercícios de fixação:
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Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio?
 a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
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Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
 a) CCl4
 b) SiCl4
 c) GeCl4
 d) SnCl4
 e) PbCl4