2.1.1 Tipos de ligações químicas

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Maria das Graças das Neves Schmidt
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dimensões como, por exemplo, nos metais, só é possível pelo estabelecimento de ligações químicas.

1 2.1.1 Tipos de ligações químicas Adaptado pelo Prof. Luís Perna Ligações químicas A associação de átomos formando moléculas, ou formando agregados de maiores dimensões como, por exemplo, nos metais, só é possível pelo estabelecimento de ligações químicas. As ligações químicas formam-se devido a forças atrativas de natureza eletrostática, resultantes do facto de eletrões e núcleos terem cargas elétricas de sinal contrário. 2 1

Ligações químicas A imagem esquematiza as forças elétricas entre as partículas que constituem dois

ligação química ao conjunto das forças que mantêm os átomos unidos e que são fundamentalmente de

2 Ligações químicas A imagem esquematiza as forças elétricas entre as partículas que constituem dois átomos de hidrogénio, que são: repulsões entre núcleos; repulsões entre eletrões; atrações entre núcleos e eletrões. Repulsões e atrações entre núcleos e eletrões de dois átomos de H 3 Ligações químicas Chama-se ligação química ao conjunto das forças que mantêm os átomos unidos e que são fundamentalmente de natureza eletrostática. Quanto maior for a diferença entre a energia das moléculas e a soma das energias dos átomos que as constituem, mais fortes são as ligações e mais estáveis são as moléculas. 4 2

3 Ligações químicas O gráfico seguinte mostra a energia do sistema formado por dois átomos de hidrogénio em função da distância internuclear, isto é, da distância entre os núcleos. 5 Ligações químicas Para a distância de equilíbrio, r 0, as forças de repulsão entre núcleos e entre eletrões são equilibradas pelas forças de atração entre os núcleos e os eletrões. Para a distância de equilíbrio, r 0, a energia é mínima e quanto maior for o valor (em módulo) dessa energia, maior será a estabilidade da molécula. As repulsões predominam a curta distância (distâncias menores do que r 0 ). As atrações predominam a longas distâncias (distâncias maiores do que r 0 ). 6 3

4 Ligação covalente As moléculas formam-se por ligações chamadas ligações covalentes, geralmente entre átomos de não metais. Numa ligação covalente, há eletrões partilhados que pertencem aos dois átomos ligados. Para se estabelecer uma ligação covalente tem de haver uma partilha localizada de eletrões de valência, ou seja, os eletrões têm de se localizar na proximidade dos dois núcleos. 7 Ligação covalente A partilha ocorre de modo que: alguns eletrões localizam-se preferencialmente entre os dois núcleos, pelo que a atração eletrão-núcleo favorece a ligação química (A). se os eletrões se localizarem preferencialmente fora do espaço entre os dois núcleos a ligação química dificilmente ocorre (B). 8 4

Ligação covalente no amoníaco 9 Ligação iónica Numa ligação iónica existe transferência de metal para um não metal.

5 Ligação covalente As ligações covalentes: Ocorrem em substâncias moleculares. São caracterizadas pela partilha localizada de eletrões entre átomos. Ligação covalente no amoníaco 9 Ligação iónica Numa ligação iónica existe transferência de metal para um não metal. eletrões de um e - Na Cl Na + Cl - A ligação entre iões positivos e negativos explica-se através de forças de atração de natureza eletrostática entre iões de cargas de sinal contrário (catiões e aniões). 10 5

6 Ligação iónica A ligação iónica explica a ligação em compostos iónicos, isto é, em sais. Nos compostos iónicos os iões positivos e negativos organizamse em redes iónicas, como é o caso do cloreto de sódio (NaCl). 11 Ligação iónica Os iões dos cristais iónicos não se deslocam livremente de uma posição para outra, por essa razão são maus condutores elétricos. No entanto, quando fundidos ou em solução, os seus iões passam a ter grande mobilidade, o que explica o facto de serem bons condutores elétricos. Os sais hidratados têm incorporadas moléculas de água na sua rede iónica. Quando não têm moléculas de água incorporadas na sua estrutura designam-se sais anidros. 12 6

7 Ligação iónica Sal anidro e sal hidratado (exemplos comuns): CuSO 4 Sulfato de cobre (II) anidro (sólido branco); CuSO 4 5H 2 O Sulfato de cobre (II) penta-hidratado (sólido azul). 13 Ligação iónica Este tipo de ligação ocorre em compostos iónicos (sais); São cedidos eletrões entre átomos, com formação de iões. Rede iónica do cloreto de sódio 14 7

Ligação metálica Na ligação metálica há uma partilha deslocalizada de

$Os eletrões de valência dos metais estão fracamente atraídos aos núcleos$ Facilmente se tornam eletrões livres da ação do seu átomo de origem.

8 Ligação metálica Na ligação metálica há uma partilha deslocalizada de eletrões de valência. Os eletrões de valência dos metais estão fracamente atraídos aos núcleos atómicos: a energia de ionização é baixa. Facilmente se tornam eletrões livres da ação do seu átomo de origem. 15 Ligação metálica As ligações metálicas: Ocorrem em metais; Há partilha deslocalizada de eletrões entre átomos. Cernes atómicos e eletrões de valência num metal 16 8

Ligações intermoleculares A existência de forças de natureza eletrostática entre eletrões e núcleos também se reflete entre moléculas vizinhas. Surgem, neste caso, ligações intermoleculares.

9 Ligações intermoleculares A existência de forças de natureza eletrostática entre eletrões e núcleos também se reflete entre moléculas vizinhas. Surgem, neste caso, ligações intermoleculares. As ligações intermoleculares: Ocorrem em substâncias moleculares; Não há partilha significativa de eletrões entre moléculas. 17 Ligação química Resumo de ideias Existe ligação química porque a energia de um conjunto de átomos, ou moléculas, ligados é menor do que se estivessem separados. As ligações químicas são de natureza essencialmente eletrostática. As ligações químicas podem ser descritas com base na partilha de eletrões de valência: o há partilha significativa de eletrões entre os átomos (ligações covalente e metálica). o a partilha resulta na cedência de eletrões entre átomos (ligação iónica). o não há partilha significativa de eletrões entre moléculas (ligações intermoleculares). 18 9

10 Ligação química Resumo de ideias 19 TPC Fazer os exercícios da página 143 que ficaram por fazer: 20 10

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