Ligação Iónica. é também superior (993 ºC 800 ºC)

Tamanho: px

Começar a partir da página:

Download "Ligação Iónica. é também superior (993 ºC 800 ºC)"

Sara Castilhos Valverde
6 Há anos
Visualizações:

1 Ligação Iónica A ligação iónica resulta da atracção electroestática entre iões de carga oposta. A força atractiva é compensada pela repulsão quando os átomos estão muito próximos e as duas núvens electrónicas se começam a sobrepor. A ligação estabiliza à medida que R diminui e é rapidamente desestabilizada para R<R 0 R 0 corresponde à energia de ligação mais estável e é conhecida como a distância internuclear de equilibrio.

2 Ligação Iónica Iões com a mesma carga mas de diferentes tamanhos têm a mesma energia de atracção mas diferentes energias de repulsão. Para iões de maiores dimensões a energia repulsiva aumenta para valores superiores de R, quando a energia de atracção é menor. Assim, a presença de iões de maiores dimensões resulta em distâncias internucleares de equilibrio superiores e energias de ligação inferiores. Exemplo: NaF apresenta maior energia de ligação que o NaCl, pelo que a sua T fusão é também superior (993 ºC 800 ºC)

3 Ligação Iónica Iões de carga oposta ligam-se uns aos outros em todas as direcções, formando um corpo iónico gigante: o sólido iónico. Cada par iónico tenderá a maximizar a sua energia total de ligação, adoptando a sua distância internuclear de equilibrio R 0. Isto resulta numa estrutura ordenada, caracterizada por um arranjo ordenado e periódico dos átomos: o sólido cristalino O sólido resultante deve ser neutro, pelo que as cargas positivas devem compensar as cargas negativas. A carga dos iões define a estequiometria dos compostos iónicos por forma a preservar a neutralidade eléctrica. Na + + Cl - NaCl e o número de iões Na será o mesmo dos iões Cl.

4 Ligação Covalente Átomos de electronegatividade semelhante formam ligações covalentes Descreve-se como a partilha de electrões entre os 2 átomos numa orbital molecular e não se distingue como pertencendo a qualquer dos átomos. Os dois electrões que participam na ligação estão deslocalizados sobre os dois núcleos. Ambos os electrões residem numa orbital molecular que resulta da combinação das orbitais atómicas

Ligação Covalente Na molécula de H 2 as duas orbitais atómicas, 1s, combinamse para formar duas orbitais moleculares, uma ligante de menor energia e outra antiligante de maior energia.

5 Ligação Covalente Na molécula de H 2 as duas orbitais atómicas, 1s, combinamse para formar duas orbitais moleculares, uma ligante de menor energia e outra antiligante de maior energia. No H 2 cada átomo fornece um electrão e ambos ocupam a orbital de menor energia, resultando numa forte ligação covalente. Define-se ordem de ligação como metade da diferença entre os electrões na orbital ligante e os electrões na orbital anti-ligante.

6 Ligação Covalente

7 Ligação Covalente

8 Ligação Covalente Os átomos podem-se organizar em 3 dimensões, em redes covalentes, formando sólidos covalentes. Os pares de electrões partilhados ocupam uma orbital molecular de baixa energia, resultando em ligações de elevada resistência ( kj/mol) Na ligação covalente, a densidade electrónica está localizada ao longo do eixo de ligação entre os átomos, pelo que a ligação covalente é muito direccionada. Isto resulta numa rede muito rígida. Devido às elevadas forças de ligação e elevada rigidez da rede, os sólidos covalentes são muito duros. Exemplo: Diamante.

9 Ligação Metálica Pode-se considerar a ligação metálica como sendo um arranjo de iões positivos rodeados por um gás de electrões. Este agregado mantém-se junto por forças atractivas entre os iões positivos e a nuvem deslocalizada de electrões. Esta nuvem electrónica espalha-se por todo o sólido e distribui-se livremente sob o efeito de campos eléctricos, pelo que uma das características deste tipo de sólidos é a sua elevada condutividade eléctrica.

10 Ligações Secundárias As ligações primárias correspondem às ligações iónicas, covalentes e metálicas, que têm uma força de ligação entre 100 e 1000 kj/mol. As ligações secundárias, também designadas por ligações de Van der Walls, correspondem a forças intermoleculares ou interatómicas de menor energia, envolvendo interacções entre dipolos. Tipicamente variam entre 0,1 e 10 kj/mol. As forças de Van der Walls podem ser de 4 tipos: 1 - interacção dipolo permanente-dipolo permanente 2 - interacção dipolo permanente-dipolo induzido 3 - interacção entre dipolos flutuantes ou Forças de London 4 - ligações de hidrogénio (~10 kj/mol)

. As ligações dentro das moléculas são covalentes, mas a ligação entre as moléculas é feita por ligações secundárias,

11 Ligações Secundárias As forças de Van der Walls são responsáveis pela formação de sólidos moleculares, como o gelo, cera, fulareno, etc.. As ligações dentro das moléculas são covalentes, mas a ligação entre as moléculas é feita por ligações secundárias, formando sólidos moleculares. Estes sólidos podem ser cristalinos (ordenados e periódicos), como o gelo ou o fulareno, ou amorfos (desordenados) como a cera. Estes materiais são pouco rígidos e de baixo ponto de fusão.

A grafite é constituída átomos de carbono, ligados entre si por ligações covalentes, formando

12 Ligações de Van der Walls O iodo cristalino é formado por moléculas polares de I 2, ligadas entre si por forças de London, logo o I 2 é um sólido muito frágil. A grafite é constituída átomos de carbono, ligados entre si por ligações covalentes, formando camadas ligadas entre si por forças de Van der Walls. As camadas deslizam facilmente umas sobre as outras e a grafite é usada como lubrificante seco.

Ligações de Hidrogénio O hidrogénio pode formar ligações de Van der Walls com diversos átomos de maior electronegatividade como O, N, F e S, de moléculas vizinhas.

13 Ligações de Hidrogénio O hidrogénio pode formar ligações de Van der Walls com diversos átomos de maior electronegatividade como O, N, F e S, de moléculas vizinhas. Estas interacções são cruciais por exemplo em proteínas, pois são responsáveis pela forma e estrutura dos aminoácidos que formam as proteínas. Uma proteína de nome prion, quando não está correctamente enrolada, é responsável pela doença das vacas loucas.

Documentos relacionados

Ligação química. Ligações metálica, iónica e covalente

Ligação química. Ligações metálica, iónica e covalente Ligação química Ligações metálica, iónica e covalente Miguel Neta, dezembro de 2018 [Imagem: www.antidopingresearch.org] Ligação química A ligação química é o que permite que: Átomos se liguem a outros