Ligações Químicas e Estrutura Atômica

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QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL
Ligações Químicas
M.Sc. Waldomiro Bezerra de Queiroz
Waldomiro.queiroz@gmail.com
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A Estrutura de um Átomo
	Se vamos estudar as ligações químicas de início, precisamos começar com um entendimento da estrutura do átomo – quais elétrons um átomo tem e onde eles estão situados.
	 Um átomo consiste de elétrons, prótons carregados positiva-
 mente e nêutrons neutros.
	 Os elétrons formam ligações químicas
	 Número atômico: número de prótons em seu núcleo
	 Número massa: a soma de prótons e nêutrons de um átomo
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A Estrutura de um Átomo
	Diferente dos prótons, os elétrons não ficam presos no núcleo de um átomo, e sim nas camadas que rodeiam o núcleo.
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- Casamento do átomo -
Ligação Química 
	Agora que já sabemos como os elétrons se encaixam nos átomos, podemos ver como os átomos podem se juntar e ligar.
	Por que os átomos fazem ligações? Os átomos não são felizes sozinhos? Não estão felizes com o número de elétrons distribuídos entre eles?
“Os gases lutam para ser como os gases nobres, elementos encontrados na oitava (e última) coluna da Tabela Periódica” 
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- Casamento do átomo -
Ligação Química 
	Então por que os átomos querem imitar os gases nobres? O que faz com que esses átomos sejam tão atraentes? 
A resposta está na sua estrutura eletrônica
	A camada eletrônica cheia de elétrons é a camada eletrônica mais estável possível.
	Os elétrons da camada mais externa de um átomo são conhecidos como elétrons de valência.
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Na natureza, as substâncias buscam um estado energético mais estável, ou seja, de menor energia
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	Ligações fortes:
Iônicas (metal+ ametal ou Metal + Hidrogênio)
Covalentes (ametal+ ametal)
Metálicas (metal+metal)
Tipos de ligação
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	 Substâncias iônicas são formadas quando um elemento eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento eletronegativo
Ligações Químicas
	 Tentando explicar por que os átomos formam ligações, Lewis propôs: um átomo é mais estável se sua camada de valência for completa ou contiver oito elétrons e não tiver elétrons de maior energia (regra do octeto).
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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
Na+
Cl- 
Na 
Cl 
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 Configuração dos Átomos:
Na
Cl
LIGAÇÃO IÔNICA
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 Transferência do elétron:
Na
Cl
LIGAÇÃO IÔNICA
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 Formação dos íons:
Na+
Cl-
LIGAÇÃO IÔNICA
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 Atração Eletrostática:
LIGAÇÃO IÔNICA
Na+
Cl-
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Estrutura cristalina do NaCl sólido
	
                                                  
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Mais exemplos
	K+Cl-  KCl
	Ca+2I-1  CaI2
c) Al+3S-2  Al2S3
d) Fe+3O-2  Fe2O3
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	 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.
Características dos compostos
 iônicos
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RESUMO
	                                                                                                      
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 Definição: A ligação covalente comum baseia-se no compartilhamento de um ou mais pares de elétrons, onde cada átomo envolvido na ligação contribui com 1 elétron para a formação do par eletrônico
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17)  1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Ligação Covalente Normal
Possui 7 elétrons na camada de valência
Cl 
Cl 
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 Configuração dos Átomos:
Ligação Covalente Normal
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 Atração Quântica:
Ligação Covalente Normal
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Representação 
da
 ligação covalente
O2 O = O 
Fórmula eletrônica ou de Lewis
Fórmula Molecular
Fórmula Estrutural
O 
O 
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Ligação covalente Dativa
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Ligação covalente
	Quando uma substância apresenta somente ligações covalentes, sejam ligações covalentes normais ou ligações covalentes dativas (coordenadas), essa substância é uma molécula.
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Substâncias Moleculares e 
Iônicas
Uma substância ou composto é molecular quando todas as suas ligações químicas são covalentes.
Uma substância ou composto é iônico quando houver pelo menos uma ligação química iônica.
Exemplos:
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	 Igual compartilhamento de elétrons: ligação covalente não-polar (e.g., H2) 
	 Compartilhamento de elétrons entre átomos com Eletronegatividade diferente: ligação covalente polar
(e.g., HF)
Ligações Químicas
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	Seguem as regras para determinar se uma ligação será covalente ou iônica.
Se não houver diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação será covalente apolar.
 Se a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos estiver entre 0 e 2, a ligação será covalente polar.
 Se a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos for maior que 2, a ligação será iônica.
Ligações Químicas
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Ligações Químicas
	Classificação de Ligações
	Ligação	Diferença de eletronegatividade	Classificação
	H-H	0	Covalente apolar
	Cl-Cl	0	Covalente apolar
	H-Cl	0,9	Covalente polar
	C-N	0,5	Covalente polar
	Li-F	3,0	Iônica
	K-Cl	2,2	Iônica
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Ligações Químicas
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Mapas de potencial 
eletrostático
	É importante conhecer o conceito de polaridade de ligação para entender como as reações químicas ocorrem, porque uma regra central que governa a reatividade das substâncias é a de que átomos ou moléculas ricos em elétrons são atraídos por átomos ou moléculas deficientes em elétrons.
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Mapas de potencial 
eletrostático
Problema: Depois de observar os mapas de potencial eletrostático para LiH, HF e H2, responda às seguintes questões:
	 Que substâncias são polares?
	 Por que LiH tem o maior hidrogênio?
	Que substâncias tem o hidrogênio mais carregado positivamente?
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União de dois átomos de sódio 
por meio da ligação metálica
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Ilustração esquemática 
da ligação metálica
	Estrutura formada por íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma “nuvem eletrônica” que circula livremente entre os íons positivos 
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Propriedades associadas 
as ligações metálicas
	Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons podem se mover em presença de uma f.e.m. ou de um gradiente de temperatura;
 
	Permitem grande deformação plástica pois as ligações são móveis ou seja não são rígidas como as iônicas e as covalentes;
	Possuem o brilho metálico, como os elétrons são muito móveis trocam de nível energético com facilidade emitindo fótons.
© 2007 by Pearson EducationMomentos de dipolo costumam ser usados para explicar como as moléculas reagem, então aprender a prever o momento de dipolo de uma molécula é uma habilidade bastante importante.
Momentos de Dipolo
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	O fato das ligações individuais terem momentos de dipolo não quer dizer que a molécula tenha um momento de dipolo.
Momento dipolar 
da molécula
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Representação esquemática 
de uma molécula polar
	Dipolos elétricos ocorrem quando os centros das cargas positivas não coincidem com o centro das cargas negativas em uma molécula
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Exemplos:
H2O, HF, NH3
Exemplos:
HCl, HBr, HI
Exemplos: 
Cl2, CO2, H2
18.bin
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	A água líquida apresenta pontes de hidrogênio, mas sua estrutura é irregular, pois as moléculas estão em contínuo movimento, provocando rompimento e formação de novas pontes de hidrogênio. Cada molécula de água pode formar até 4 pontes de hidrogênio, sendo duas pelo Oxigênio e uma por
cada Hidrogênio:
Pontes de Hidrogênio
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	Quando as moléculas polares se encontram no estado físico sólido e líquido, as moléculas se aproximam mais e passam a se orientar de tal maneira que o polo negativo de uma molécula fica voltado para o polo positivo de outra.
Na verdade, isso é o que faz com que se atraiam.
Dipolo - dipolo
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Van der Waals
	Quando moléculas deste tipo são “resfriadas”, diminuindo sua energia cinética, elas se aproximam tanto umas das outras que faz com que surjam distorções em suas nuvens eletrônicas:
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Quadro-Resumo das propriedades
 físicas e os tipos de ligações:
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Classificação das substâncias
Substâncias simples 
Compostas por 1 só tipo de átomo
Substâncias compostas
Compostas por + de 1 tipo de átomo.
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ALOTROPIA
Átomos que formam + de 1 tipo de substância simples nas CNTP. 
Ex: O (O2 e O3) ,
C (Diamante,Grafite,Carvão) 
S (Rômbico e Monoclínico) 
P ( Branco e Vermelho)
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Estrutura das formas alotrópicas
do carbono
                                      
                                      
 diamante.
grafite.
                                                                  
                                       
 fulereno, 
É forte
Une moléculas
polares c/ H-FON
Pontes de
Hidrogênio
É média
Une moleculas
polares s/ H-FON
Dipolo
dipolo
É fraca
Une moléculas
apolares
Van
der Waals
Ligações
Intermoleculares