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

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Herman Álvares Brunelli
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1 Ligações Químicas Profa. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI

2 Ligações Metálicas

Desde a descoberta do elétron por Thompson em 1897, foram

3 LIGAÇÕES METÁLICAS Os metais são materiais formados por apenas um elemento e apresentam uma estrutura geométrica bem definida. Desde a descoberta do elétron por Thompson em 1897, foram várias as tentativas de descrever a estrutura eletrônica dos metais.

LIGAÇÕES METÁLICAS Os átomos dos metais se unem originando os denominados retículos ou reticulados cristalinos, que são redes ou grades nos quais cada átomo do metal está circundado por

4 LIGAÇÕES METÁLICAS Os átomos dos metais se unem originando os denominados retículos ou reticulados cristalinos, que são redes ou grades nos quais cada átomo do metal está circundado por 8 a 12 outros átomos do mesmo elemento, sendo, portanto, as atrações iguais em todas as direções. Reticulos unitários mais comuns e os exemplos dos metais que se apresentam nessas formas:

5 LIGAÇÕES METÁLICAS Maleáveis, dúcteis, bons condutores de eletricidade e calor. Podem formar uma grande quantidade de ligas combinando-os com outros metais ou outros elementos da tabela periódica.

6 LIGAÇÕES METÁLICAS Formação de Ligas Metálicas. Materiais com propriedades metálicas formados por dois ou mais elementos sendo pelo menos um dele metal. Características diferentes dos metais puros - produzidas industrialmente.

7 LIGAÇÕES METÁLICAS Formação de Ligas Metálicas. Ouro 18 quilates: 75% ouro + 25% mistura de cobre e prata. Amálgama: Liga de Hg, Ag e Sn. Bronze: Liga de Cu e Sn.

8 LIGAÇÕES QUÍMICAS PRIMÁRIAS RIAS Nas ligações puramente iônicas, não há compartilhamento. Nas ligações covalentes, pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos. Nas ligações metálicas, uma parte dos elétrons é compartilhada por todos os átomos do cristal ou da peça.

9 REGRA DO OCTETO Limitações da Regra do Octeto: Moléculas com número impares de e - : ClO 2, NO, NO 2 Moléculas nas quais os átomos apresentam menos de um octeto, ou seja moléculas deficientes de elétrons: BF 3 ; BeF 2 ; AlCl 3 Átomo central de uma molécula tem os orbitais (d) semi-preenchidos, ele pode acomodar mais elétrons, 10, 12 ou até mais elétrons, nesta situação ocorre a expansão da camada de valência.

10 Propriedades das Ligações Químicas

11 GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES

12 RESSONÂNCIA É uma mistura de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas com diferentes arranjos de elétrons. Molécula de Benzeno C 6 H 6

13 RESSONÂNCIA Molécula de Ozônio O O O O :O: :O : :O: :O: :O: :O :

14 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.

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

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

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.

17 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).

18 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

19 Interações Químicas Ligações Secundárias

20 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.

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

22 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.

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

24 FORÇAS MOLECULARES

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

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

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

28 Forças Intermoleculares vs Propriedades Químicas

29 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

30 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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