Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA

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1 ÁGUA AMÔNIA

2 Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química

3 Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada O SÓDIO PERDEU ELÉTRON Na + Cl O CLORO GANOU ELÉTRON OS ÁTOMOS DE IDROGÊNIO COMPARTILARAM ELÉTRONS

4 Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em sua última camada Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como TEORIA DO OCTETO

5 Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é estável e é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A (representativos) da tabela periódica (Z = 1) 1s 1 INSTÁVEL e (Z = 2) 1s 2 ESTÁVEL F (Z = 9) 1s 2 2s 2 2p 5 INSTÁVEL Ne (Z = 10) 1s 2 2s 2 2p 6 ESTÁVEL Na (Z = 11) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 INSTÁVEL

6 Na maioria das vezes, os átomos que: Perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A Recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A

7 01) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga: a) + 1 e 1. b) 1 e + 2. c) + 2 e 1. d) 2 e 2. e) + 1 e 2. ALCALINOS TERROSOS FAMÍLIA 2A PERDE 2 ELÉTRONS + 2 ALOGÊNIOS FAMÍLIA 7A GANA 1 ELÉTRONS 1

8 02) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável formado a partir deste átomo será: a) 2. b) 1. c) + 1. d) + 2. e) + 3. X (Z = 13) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ÚLTIMA CAMADA 3 ELÉTRONS PERDE 3 ELÉTRONS + 3

9 LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE Esta ligação ocorre devido à ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA entre íons de cargas opostas Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade, isto é, um é METAL e o outro AMETAL

10 LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17) Na (Z = 11) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 PERDE 1 ELÉTRON Cl (Z = 17) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 RECEBE 1 ELÉTRON Na Na + + Cl Cl CLORETO DE SÓDIO

11 UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral x C A y

12 01) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de um composto, formado por esses elementos é: a) X 2 Y 3. b) X 6 Y. c) X 3 Y. X perde 3 elétrons X 3+ d) X 6 Y 3. e) XY. Y ganha 2 elétrons 3 2 X Y Y 2

13 02) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula: a) XY. b) XY 2. c) X 3 Y. d) XY 3. e) X 2 Y. X (Z = 20) 4s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 X perde 2 elétrons X 2+ Y (Z = 9) 1s 2 2s 2 2p 5 Y ganha 1 elétron Y 1 X 2 Y 1

14 A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes Os Os pares átomos de elétrons que participam compartilhados da ligação são contados para covalente os dois átomos são ligantes AMETAIS, SEMIMETAIS e o IDROGÊNIO

15 É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação do par

16 Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO IDROGÊNIO () para formar a molécula da substância SIMPLES IDROGÊNIO ( 2 ) (Z = 1) 1s 1 FÓRMULA ELETRÔNICA 2 FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA FÓRMULA MOLECULAR

17 Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) para formar a molécula da substância SIMPLES NITROGÊNIO (N 2 ) N (Z = 7) 1s 2 2s 2 2p 3 N N FÓRMULA ELETRÔNICA N N N 2 FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA FÓRMULA MOLECULAR

18 Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO IDROGÊNIO e um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (2O) (Z = 1) 1s 1 O (Z = 8) 1s 2 2s 2 2p 4 O FÓRMULA ELETRÔNICA O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA 2 O FÓRMULA MOLECULAR

19 01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se formando a substância: Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17) a) NCl e molecular. b) NCl 2 e iônica. c) NCl 2 e molecular. Cl N Cl d) NCl 3 e iônica. e) NCl 3 e molecular. Cl N Cl 3 como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente) N (Z = 7) 1s 2 2s 2 2p 3 Cl (Z = 17) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

20 02) (UESPI) O fosfogênio (COCl 2 ), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante, utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a partir da reação: CO (g) + Cl 2(g) COCl 2(g) Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta: a) duas ligações duplas e duas ligações simples b) uma ligação dupla e duas ligações simples c) duas ligações duplas e uma ligação simples d) uma ligação tripla e uma ligação dupla e) uma ligação tripla e uma simples Cl Pág.114 Ex. 02 O C Cl

21 03) Observe a estrutura genérica representada abaixo; Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento: a) fósforo b) enxofre c) carbono d) nitrogênio e) cloro O O X C O Pág.115 Ex. 02

22 Se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do par, a ligação será COVALENTE DATIVA ou COORDENADA A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do átomo que cede os elétrons chegando no átomo que recebe estes elétrons, através do compartilhamento

23 Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de enxofre (SO2), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na camada de valência O S O FÓRMULA ELETRÔNICA O S O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA S O 2 FÓRMULA MOLECULAR

24 01) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos. Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é respectivamente igual a: Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16. a) 4 e 3. b) 2 e 4. c) 4 e 4. d) 8 e 4. e) 8 e 6. O O C S O O Pág.114 Ex. 03

25 02) Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual a provável família desse elemento na classificação periódica? a) 3 A. b) 4 A. c) 5 A. d) 6 A. e) 7 A. X 5 A

26 DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO oje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do OCTETO Átomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons na camada de valência Be Be O berílio ficou estável com 4 elétrons na camada de valência

27 F F F F B F B F O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência

28 Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência F F F F F F S S F F F F F F O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência

29 Cl Cl Cl Cl Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl O fósforo ficou estável com 10 elétrons na camada de valência

30 Átomo que fica estável com número impar de elétrons na camada de valência O N O O N O O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons na camada de valência.

31 Compostos dos gases nobres F F Xe F Xe F F F Recentemente foram produzidos vários compostos com os gases nobres Estes compostos só ocorrem com gases nobres de átomos grandes, que comportam a camada expandida de valência

32 01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto? a) BeCl 2, BF 3, 3 BO 3, PCl 5. b) CO, N 3, ClO, 2 SO 3. c) CO 2, N 4 O, ClO 2, 2 SO 4. d) ClO 3, NO 3, 2 CO 3, SO 2. e) Cl, NO 3, CN, SO 3.

33 02) (PUC RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra: B 3 C 4 2 O Cl XeF 6 I II III IV V a) I, II e III. b) II, II e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V.

34 A forma geométrica de uma molécula pode ser obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos as REGRAS DE ELFERIC, que podem ser resumidas da seguinte forma:

35 Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES O C O O Se o átomo central A não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR Se o átomo central A possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR

36 Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL F B F F Cl N Cl Cl Se o átomo central A não possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será TRIGONAL PLANA Se o átomo central A possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

37 Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA Cl Cl C Cl Cl

38 Estas moléculas terão uma geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL moléculas do PCl 5

39 Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA moléculas do SF6

40 01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas: I : Be 2 - linear. II : C 4 - tetraédrica. III : 2 O - linear. IV : BF 3 - piramidal. V : N 3 - trigonal plana. Verdadeiro Verdadeiro Falso Falso Falso Pode-se afirmar que estão corretas: a) apenas I e II. b) apenas II, IV e V. c) apenas II, III e IV. d) apenas I, III e V. e) todas.

41 02) As moléculas do C 4 e N 3 apresentam, as seguintes respectivamente, as seguintes geometrias: a) quadrada plana e tetraédrica. b) pirâmide trigonal e angular. c) quadrada plana e triangular plana. d) pirâmide tetragonal e quadrada plana. e) tetraédrica e pirâmide triangular. C4 Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA N Se o átomo central A possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

42 d+ d- Cl CLORO é mais eletronegativo que o IDROGÊNIO

43 Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE

44 A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( u ) Se ele for NULO, a molécula será APOLAR; caso contrário, POLAR.

45 O C O A resultante das forças é nula (forças de mesma intensidade, mesma direção e sentidos opostos) A molécula do CO 2 é APOLAR

46 O A resultante das forças é diferente de ZERO A molécula da água é POLAR

47 01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares: a) NaCl e CCl 4. b) Cl e N 2. c) 2 O e O 2. d) C 4 e Cl 2. e) CO 2 e F. C4, CCl4, CO2, N2, O2, Cl2. CN 42 e, OCCl 2 CO e 4 Cl têm 2 2 tem são geometria substâncias TETRAÉDRICA LINEAR SIMPLES, com com portanto, todos os os são ligantes do do carbono iguais, APOLARES iguais, portanto, são é APOLARES

48 02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente de zero (molecular polar) é: a) CS 2. b) CBr 4. c) BCl 3. d) Be 2. e) N 3. N 3 tem geometria piramidal, portanto, é POLAR

49 polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes abaixo: I) C4 II) CS2 III) Br IV) N2 Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? S C S Br N N C4 Molécula tetraédrica que são APOLARES moléculas LINEARES com ligantes iguais são APOLARES moléculas DIATÔMICAS com ligantes diferentes são POLARES moléculas DIATÔMICAS com ligantes iguais são APOLARES

50 São as ligações que resultam da interação ENTRE MOLÉCULAS, isto é, mantêm unidas moléculas de uma substância As ligações INTERMOLECULARES podem ser em: Dipolo permanente dipolo permanente Dipolo induzido dipolo induzido ou forças de dispersão de London Ponte de hidrogênio

51 Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha

52 Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS

53 Um caso extremo de atração dipolo dipolo ocorre quando temos o IDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE IDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido F F F F

54 O O O O O O As pontes de hidrogênio são mais intensas que as forças dipolo dipolo permanente, e estas mais intensas que as interações dipolo dipolo induzido

55 01) Compostos de F, N 3 e 2 O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores quando comparados com 2 S e Cl, por exemplo, devido às: a) forças de Van Der Waals. b) forças de London. c) pontes de hidrogênio. d) interações eletrostáticas. e) ligações iônicas.

56 02) (UCDB-DF) O CO 2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 100 C. Nas três mudanças de estados físicos, respectivamente, são rompidas: a) ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações iônicas. c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e interações de Van der Waals.

57 03) Considere o texto abaixo. Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se PONTES DE por... I IDROGÊNIO No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por... FORÇAS DE VAN II DER WAALS. Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura... MAIOR III do que a do gelo seco. Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por: a) Forças de London, pontes de hidrogênio e menor. b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der Waals e maior. c) Forças de Van der Waals, pontes de hidrogênio e maior. d) Forças de Van der Waals, forças de London e menor. e) Pontes de hidrogênio, pontes de hidrogênio e maior.

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