Ligações Interatômicas: IÔNICA = metal + não-metal COVALENTE = não-metais METÁLICA = metais

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1 Ligações Químicas

2 Ligações Interatômicas: IÔNICA = metal + não-metal COVALENTE = não-metais METÁLICA = metais

3 Ligação iônica Transferência de elétrons de um átomo para outro Íons de cargas opostas Forças eletrostáticas Ligações fortes ( kj/mol) NaCl, CsCl Ligação covalente Os elétrons são compartilhados entre os átomos vizinhos, produzindo uma sobreposição orbital Ligações fortes ( kj/mol) Moléculas complexas Ligação metálica Os elétrons de valência são compartilhados por todo sólido, não se encontram ligados aos átomos e movem-se livremente pelo sólido Ligação forte na maioria dos metais ( kj/mol) Hg (68 kj/mol)

4 LIGAÇÃO IÔNICA METAL + NÃO-METAL C +x + A y forma cátion g.1 = +1 g.2 = +2 g.13 = +3 forma ânion g.15 = -3 g.16 = -2 g.17 = -1 se x = y CA se x y C y A x Exemplos: Na +1 O -2 Na 2 O Ca +2 O -2 CaO Al +3 O -2 Al 2 O 3

5 A ligação iônica é formada por um agregado de íons. Esses íons são divididos em: cátion - íon positivo, átomo que perdeu elétrons. ânion - íon negativo, átomo que ganhou elétrons. GRUPO NA T.P. e ÚLTIMA CAMADA TENDÊNCIA CARGA (valência) 1 1 e perder 1 e e perder 2 e e perder 3 e e só compartilha X 15 5 e ganhar 3 e e ganhar 2 e e ganhar 1 e e nenhuma X

6 NaCl

7 LIGAÇÃO IÔNICA Há transferência de elétrons entre o metal (dá) e o não-metal (recebe). Qual composto tem caráter iônico mais acentuado? CsF FeS AlBr 3 grupo 1 + grupo 17 Maior diferença de eletronegatividade = maior distância na tabela

8 LIGAÇÃO IÔNICA Caráter metálico = facilidade em dar e Eletronegatividade= fome por e F Cs CsF Maior diferença de eletronegatividade Maior caráter iônico

9 LIGAÇÃO COVALENTE Há compartilhamento de elétrons entre não-metais. H + H H 2 + Emparelhamento de elétrons

10 Representações Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular H H H H H 2 O O O O O 2 N N N N N 2

11 Ligação Coordenada (dativa) Só acontece quando um elemento já fez todas as ligações comuns possíveis. Esse elemento empresta um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons. Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural

12 .. Grupo 13 Boro = 3e Grupo 14 Carbono = 4e Grupo 15 Nitrogênio=5e Grupo 16 Enxofre = 6e Grupo 17 Cloro=7e 3 covalências normais 0 dativa 4 covalências normais 0 dativa 3 covalências normais 1 dativa 2 covalências normais 2 dativas 1 covalência normal 3 dativas B.... N S.... Cl..

13 LIGAÇÃO COVALENTE Quando uma ligação covalente é APOLAR? Quando se ligam átomos iguais. Cl - Cl O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos + - H -Cl = 3,0 2,1 = 0,9 A ligação H Cl é polar porque há diferença de eletronegatividade entre os elementos.

14 Porcentagem de caráter iônico Caráter de uma ligação Ligação Covalente apolar Covalente polar Iônica Fórmula H 2 HCl NaCl Cálculo do E E = 0 E = 3,0-2,1 = 0,9 E = 3,0-0,9 = 2, < 1,7 Predomina caráter covalente > 1,7 Predomina caráter iônico 0 1,0 1,7 2,0 3,0 Diferença de eletronegatividade ( )

15 LIGAÇÃO COVALENTE Quando uma molécula é APOLAR? Quando é simétrica. A soma de todas as forças que atuam sobre a molécula é igual a zero. 1,0 1,0 O = C = O ELETRONEGATIVIDADE: C : 2,5 O : 3,5

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17

18 GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM DOIS ÁTOMOS: X 2 linear e apolar XY linear e polar H - H H - Cl

19 GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM TRÊS ÁTOMOS XY 2 LINEAR e APOLAR ANGULAR e POLAR CO 2 SO 2 sem sobra de elétrons no átomo central H 2 O com sobra de elétrons no átomo central

20 GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM QUATRO ÁTOMOS XY 3 TRIGONAL e APOLAR PIRAMIDAL e POLAR SO 3 NH 3 sem sobra de elétrons no átomo central com sobra de elétrons no átomo central

21 GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM CINCO ÁTOMOS XY 4 GRUPO 14: compostos de carbono. TETRAÉDRICA e APOLAR

22 CASOS ESPECIAIS 1-3 ou + elementos diferentes independente da geometria, é sempre polar. EX: HCN 2- berílio apesar de ser um metal alcalino-terroso, tem eletronegatividade alta e faz ligação covalente. Sua molécula é linear e apolar. Ex: BeH 2

23 CASOS ESPECIAIS 3- boro não segue a regra do octeto pois tem 3 elétrons na última camada. BH 3 é molécula trigonal e apolar. 4- ozônio O 3 é levemente polar pois tem geometria angular devido à sobra de um par de e no oxigênio central.

24 CASOS ESPECIAIS 5- fósforo pode formar dois haletos diferentes, com 3 ou 5 halogênios ligados a ele. PCl 3 piramidal PCl 5 bipiramidal trigonal

25 CASOS ESPECIAIS 6- enxofre pode formar três haletos diferentes: SCl 2 angular SCl 4 gangorra SCl 6 octaédrica

26 7- ÁGUA Gelo 6 a 6 Água líquida 4 a 4

27 FORÇAS ATRATIVAS As moléculas atraem-se mutuamente, em maior ou menor grau, dependendo de sua polaridade. FORÇAS DE VAN DER WAALS = Atração muito fraca entre moléculas apolares ou fracamente polares. Dividem-se em dois tipos: dipolo-dipolo ou dipolo permanente = moléculas polares dipolo induzido ou dipolo instantâneo = moléculas apolares.

28 FORÇAS ATRATIVAS PONTE DE HIDROGÊNIO = Força de atração muito forte entre moléculas muito polares, que possuem H ligado a FON (flúor, oxigênio e nitrogênio). Ex: H 2 O, NH 3, HF, álcoois, ácidos carboxílicos.

29 LIGAÇÃO METÁLICA É uma ligação entre átomos de metais. Esses átomos liberam os elétrons da última camada. Os íons positivos do metal formam um arranjo cristalino que é envolvido pelos elétrons livres, que se movimentam rapidamente, constituindo uma nuvem eletrônica. As substâncias metálicas são sólidos de elevados ponto de fusão e ebulição, exceção: mercúrio.

30 SOLUBILIDADE Substâncias iônicas e covalentes polares só são solúveis em substâncias que também sejam polares. SEMELHANTE DISSOLVE SEMELHANTE.

31 UNIDADE ESTRUTURAL COVALENTE MOLECULAR moléculas COVALENTE CRISTALINA átomos H 2 O IÔNICA íons = cátions + ânions METÁLICA pseudocátions = cátions + e livres

32 PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO COVALENTE MOLECULAR Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos. Tem baixos PF e PE. Ex: todos os compostos orgânicos, ácidos e óxidos ácidos. IÔNICA São sólidos. Tem altos PF e PE. Ex: bases e sais COVALENTE CRISTALINA São sólidos. Tem MUITO altos PF e PE. Ex: diamante, grafite, quartzo. METÁLICA São sólidos. Tem altos PF e PE. Ex: metais e ligas metálicas.

33 SOLUBILIDADE em ÁGUA COVALENTE MOLECULAR POLARES = solúveis APOLARES = insolúveis COVALENTE CRISTALINA insolúveis IÔNICA solúveis METÁLICA insolúveis

34 Interação entre partículas COVALENTE MOLECULAR Atração entre moléculas: COVALENTE CRISTALINA Ligação covalente entre átomos. Forças de Van der Waals Ponte de hidrogênio IÔNICA Atração eletrostática entre cátions e ânions. METÁLICA Atração eletrostática entre cátions e elétrons livres.

35 CONDUÇÃO ELÉTRICA COVALENTE MOLECULAR Não conduzem. Somente ácidos em solução aquosa. COVALENTE CRISTALINA Não conduzem. Somente o carbono grafite. IÔNICA Conduzem quando: fundida em solução aquosa METÁLICA Conduzem no estado SÓLIDO.

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37 + = sódio metálico = Na (s) gás cloro = Cl 2 (g) cloreto de sódio = METÁLICA COVALENTE MOLECULAR NaCl (s) IÔNICA

38 (ULBRA) Dispondo os compostos NH 3, CH 4, NaCl e H 2 SO 4 em ordem crescente de ponto de fusão, obtém-se A) X CH 4 < NH 3 < H 2 SO 4 < NaCl B) H 2 SO 4 < NaCl < CH 4 < NH 3 C) NaCl < NH 3 < H 2 SO 4 < CH 4 D) NH 3 < H 2 SO 4 < NaCl < CH 4 E) NH 3 < CH 4 < NaCl < H 2 SO 4

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