Baixe o app para aproveitar ainda mais
Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original
* LIGAÇÕES QUÍMICAS Universidade Católica do Salvador – (UCSAL) Eng-221 (Química Aplicada a Engenharia) Prof. Cristóvão Macedo Dantas * Uma ligação química forma-se entre dois átomos, quando o arranjo resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons apresenta uma energia mais baixa do que a energia total dos átomos separados. OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE. Muito perto Muito longe Comprimento de ligação * Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm * Tipos de Ligações Químicas: Existem três modelos que descrevem as ligações químicas; 1. Ligações Iônicas; * Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade. * Exemplo: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1) o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. 11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2). * Ligação Iônica ou Eletrovalente: Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion) Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO. * LIGAÇÕES IÔNICAS No modelo de ligação química denominada ligações iônicas, as forças eletrostáticas atraem as partículas com cargas elétricas opostas. Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron. Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron. Formação de um sólido a partir de seus íons. * LIGAÇÕES IÔNICAS O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo da tabela periódica, (Grupo 1), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta um elétron na camada de valência. A sua Energia de Ionização é de 496 kJ.mol-1. O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo grupo da tabela periódica, (Grupo 17), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta sete elétrons na camada de valência. A sua Afinidade Eletrônica é de 348 kJ.mol-1. Na (g) Na+(g) + 1e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1 Cl (g) + 1e- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol-1 Na+ (g) + Cl- (g) Na+ [Cl]- (g) Energia Liberada = 450 kJ.mol-1 Resumo: Na (g) + Cl (g) Na+ [Cl]- Energia Liberada = 302 kJ.mol-1 O íon gasoso Na+Cl- é energeticamente mais estável do que os átomos de Na e Cl gasoso. * G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de empregado na distribuição de elétrons ao redor dos átomos e moléculas. Distribuição dos elétrons de valência ao redor dos átomos. Valência: É a capacidade de combinação dos átomos. Geralmente os elétrons da camada mais externa são os responsáveis pela formação da ligação ou pela combinação com outros átomos. * Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): 11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron) 17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron) * Representação de Lewis: Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 * * Estrutura cristalina do NaCl sólido * Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) 20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons) 17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron) * Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico: * Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O). Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6 Fórmula Molecular: Al2O3 * Características dos Compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambiente; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres. * * Ligação Covalente ou Molecular Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. Ocorre normalmente entre: AMETAL e AMETAL ou AMETAL e HIDROGÊNIO * Exemplos: 1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-) * 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-) 8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-) * Ligação Covalente Dativa ou Coordenada: Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon. * Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre) * Principais características dos compostos moleculares: Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso; possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos; Não conduzem a corrente elétrica (com algumas exceções. Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água). * Determinação do Caráter de uma Ligação Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade (E): Ligação Iônica E ≥ 1,7 Ligação Covalente E < 1,7 Exemplos: HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica * Polaridade de Ligações Ligação Covalente Apolar: Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: H2 * 2. Ligação Covalente Polar: Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades. Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+). Exemplo: HCl * Vetor Momento Dipolar ( ) : A polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou momento dipolo ( ) , que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo positivo para o polo negativo). Exemplo: * Ligação Metálica: Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal). Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica. * Esquema da Ligação Metálica * Geometria Molecular: * * * * * * Polaridade de Moléculas: MOLÉCULA APOLAR R = 0 Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (R ) é igual a zero. Ex: CO2 * MOLÉCULA POLAR R 0 Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (R) é diferente de zero. Ex: H2O * Princípio Geral da Solubilidade: (“semelhante dissolve semelhante”) Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3) e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2). * Forças Intermoleculares: I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido (Forças de Van Der Waals ou Forças de London): São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s) * * II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente: São interações que ocorrem entre moléculas polares. Exemplo: molécula do HCl * III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio: * * * * Intensidades das Forças Intermoleculares: * Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição: Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias: O tamanho das moléculas: Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE. A intensidade das forças intermoleculares: Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE. * O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):
Compartilhar