Ligações Químicas. Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI.

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Isadora Peres Palha
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1 Ligações Químicas Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI

2 Propriedades das Ligações Químicas

3 TEORIA DA REPULSÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIA Os elétrons da camada de valência apresentamse organizados em pares, mesmo que não estejam envolvidos no compartilhamento. O número de pares compartilhados na ligação covalente, relaciona-se com a regra do octeto ( formar pares de elétrons observando que o total de elétrons atinja oito ).

4 TEORIA DA REPULSÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIA Os elementos monovalentes (H e 7A) tendem a compartilhar um elétron, formando um par de elétrons; os bivalentes (6A) tendem a compartilhar 2 elétrons, formando 2 pares de elétrons ; os trivalentes (5A) tendem a compartilhar 3 elétrons, formando 3 pares de elétrons e, os tetravalentes (4A) tendem a compartilhar 4 elétrons, formando 4 pares de elétrons.

5 TEORIA DA REPULSÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIA Simplificadamente, se diz que os átomos envolvidos na covalência são atraídos pelos elétrons da última camada do ligante, embora se saiba que a atração ocorre entre os núcleos e todos os elétrons da eletrosfera mesmo que não estejam envolvidos no compartilhamento. Os pares de elétrons podem ser organizados em dois tipos: PL (Pares Ligantes): pares de elétrons que unem os átomos da ligação. PNL(Pares Não Ligantes): pares de elétrons que não participam das ligações.

6 TEORIA DA REPULSÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIA Ex: Alguns compostos não seguem a regra do octeto

7 TEORIA DA REPULSÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIA Dê a representação eletrônica das seguintes moléculas HCl NH 3 H 2 O 2

8 FÓRMULAS ESTRUTURAIS - CONSTRUÇÃO Número de elétrons à distribuir (NED) do nº de elétrons das camadas de valência Cálculo do nº de pares de elétrons Distribuição dos pares de elétrons Ex: PCl 3 P = 5A 5e - na camada de valência x 1 = 5e - Cl = 7A 7e - na camada de valência x 3 = 21e - Total 26e - NED /2 = nº de pares de e - = 13 pares de e -

9 FÓRMULAS ESTRUTURAIS - CONSTRUÇÃO Distribuição dos pares de elétrons Escolher o átomo central (moléculas simples participa com 1 elemento) P Colocar um par de elétrons entre os átomos ligantes

10 FÓRMULAS ESTRUTURAIS - CONSTRUÇÃO Distribuir os demais pares respeitando a regra do octeto e lembrando que, elementos do 3º período em diante, podem ultrapassar o octeto (desde que não seja possível respeitar o octeto para todos os elementos da molécula). Obs: Considerar a possibilidade de formação de mais de um par de elétrons entre os átomos (ligação dupla ou tripla), a fim de que todos os átomos completem 8 elétrons na camada de valência.

11 FÓRMULAS ESTRUTURAIS - CONSTRUÇÃO Complete a tabela abaixo: Molécula NH 3 SO 2 CO 2 NED Nº de pares Átomo Central Distribuição dos Pares PL PNL

x 2 = 12e - Total = 18e - C(4A) 4e - O (6A) - 6e - x 2 = 12e - Total = 16e -

12 FÓRMULAS ESTRUTURAIS - CONSTRUÇÃO Complete a tabela abaixo: Molécula NH 3 SO 2 CO 2 NED N(5A) 5e - H - 1e - x 3 = 3e - Total = 8e - S(6A) 6e - O (6A) - 6e - x 2 = 12e - Total = 18e - C(4A) 4e - O (6A) - 6e - x 2 = 12e - Total = 16e - Nº de pares Átomo Central N S C Distribuição dos Pares PL PNL 1 6 4

13 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES Os pares de elétrons envolvidos na estrutura da molécula (pares ligantes e pares não ligantes) procuram uma orientação espacial onde a repulsão entre os pares seja a menor possível. A partir dessa orientação espacial podese chegar a geometria molecular. Regiões de repulsão: uma ligação simples, uma ligação dupla, uma ligação tripla, um par não ligante

14 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 4 regiões de repulsão

15 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 4 regiões de repulsão

16 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 4 regiões de repulsão

17 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 4 regiões de repulsão

18 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 3 regiões de repulsão

19 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 3 regiões de repulsão

20 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 3 regiões de repulsão

21 FÓRMULAS ESTRUTURAIS GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES 2 regiões de repulsão

22 GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES

23 GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES

24 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito de eletronegatividade. * Com base na definição de eletronegatividade foi possível desenvolver uma regra para determinar se uma ligação química apresenta um caráter iônico ou covalente.

25 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES a) Polaridade das Moléculas Diatômicas: - Ligações Iônicas - Ligações Covalentes a- Ligações Covalentes Polares b- Ligações Covalentes Apolares

26 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Determinada pelo vetor de momento dipolar resultante ( r ). Moléculas Polares: r 0 Moléculas Apolares: r = 0 - Para se determinar r deve-se considerar dois fatores a)eletronegatividade a)geometria da Molécula

a) ELETRONEGATIVIDADE Ligação Iônica Átomos diferentes ligados.

Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual

Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7.

27 a) ELETRONEGATIVIDADE Ligação Iônica Átomos diferentes ligados. Diferença de eletronegatividade superior a 1,7. Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1. Ligação Covalente Polar Átomos diferentes ligados. Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7. Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9. Ligação Covalente Apolar Átomos iguais ligados. Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero). Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero).

28 b) GEOMETRIA A polaridade das moléculas poliatômicas dependem da Geometria da Molécula e do Número de elétrons Isolados na Molécula. cis-dicloro-eteno Molécula Polar μ 0 trans-dicloro-eteno Molécula Apolar μ = 0

29 b) GEOMETRIA Dizemos que as moléculas assimétricas são polares e que as moléculas simétricas são apolares, devido à diferença de densidade eletrônica. A simetria da molécula está associada a dois fatores: ao tipo de átomo envolvido na ligação e a geometria molecular.

30 b) GEOMETRIA Geometria Linear Moléculas diatômicas com átomos iguais Apolar Moléculas diatômicas com átomos diferentes Polar

31 b) GEOMETRIA Geometria Linear Moléculas triatômicas com átomos iguais ligados ao átomo central Apolar Moléculas triatômicas com átomos diferentes ligados ao átomo central Polar

32 b) GEOMETRIA Geometria Angular As moléculas com geometria angular são assimétricas, portanto são polares. Os PL e os PNL formam ângulos entre si que fazem com que existam zonas de maior densidade eletrônica em determinadas regiões. Polar

33 b) GEOMETRIA Geometria Trigonal Plana Ligantes Iguais Molécula Apolar Apolar Ligantes Diferentes Molécula Polar Polar

34 b) GEOMETRIA Geometria Piramidal As moléculas com geometria piramidal serão assimétricas, portanto polares. Os PL e os PNL formam ângulos entre si fazendo com que haja zonas de densidades eletrônicas diferentes, não havendo possibilidade de compensação dos efeitos das polaridades dos átomos presentes. Polar

35 b) GEOMETRIA Geometria Tetraédrica Ligantes Iguais Molécula Apolar Apolar Ligantes Diferentes Molécula Polar Polar

36 Interações Químicas Ligações Secundárias

37 INTERAÇÕES QUÍMICAS Uma interação química significa que as moléculas se atraem ou se repelem entre si, sem que ocorra a quebra ou formação de novas ligações químicas. Estas interações são frequentemente chamadas de interações não covalentes ou interações intermoleculares.

38 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS PODEM SER: Interações iônicas Forças Moleculares (intermoleculares) Forças de dispersão Forças Dipolo-Dipolo Ligações de hidrogênio

39 INTERAÇÕES IÔNICAS São interações eletrostáticas fortes que ocorrem entre cátions e ânions, que são grupos funcionais com cargas positivas e negativas, respectivamente. Geralmente os compostos onde este tipo de interação é predominante são ditos serem compostos iônicos.

40 Como exemplo podemos citar os compostos : [Na] + Cl - (cloreto de sódio) [CH 3 CO 2 ] - Na + (acetato de sódio)

41 FORÇAS MOLECULARES

$induzido Substâncias Apolares Estado líquido 10 vezes mais fracas que$

42 FORÇAS MOLECULARES DISPERSÃO Van der Waals ou dipolo instantâneo dipolo induzido Substâncias Apolares Estado líquido 10 vezes mais fracas que dipolo-dipolo

43 FORÇAS MOLECULARES DIPOLO-DIPOLO Lado positivo da molécula atrai o lado negativo da molécula vizinha.

44 FORÇAS MOLECULARES LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO Pontes de hidrogênio Somente em estado Líquido e Gasoso Hidrogênio ligado a elementos eletronegativos F; N e O

45 TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO Quanto maior a atração intermolecular, maior a temperatura de fusão e ebulição. O tamanho das moléculas também influencia na TE e TF. OU SEJA Em moléculas de tamanhos semelhantes: Quanto maior a interação maior TF e TE Em moléculas com o mesmo tipo de interação: Quanto maior a molécula maior TF e TE

46 TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO Ligação de Hidrogênio: HF- H 2 O - NH 3 Ligação Dipolo Dipolo: HCl HBr HI Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F 2, Cl 2, Br 2, I 2

47 POLARIDADE E SOLUBILIDADE Substâncias Polares tendem a se dissolver em Solventes Polares Substâncias Apolares tendem a se dissolver em Solventes Apolares

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