Ligações Químicas. Profº Jaison Mattei

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Raul Caminha Pinto
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1 Ligações Químicas Profº Jaison Mattei

2 LIGAÇÃO IÔNICA Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com de eletronegatividade > 1,7.

3 Não Esqueça!!! Eletropositivos Metais: Ametais: Perdem elétrons Viram Cátions(+) Eletronegativos Ganham elétrons Viram Ânions(-) Al Al e - S + 2e - S -2

4 Fórmulas Iônicas Al +3 O -2 Al x X O Al Al 2 O 3 x X x x O O Fórmula-íon Fórmula de Lewis ou Eletrônica

5 Características de compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambientes; São duros e quebradiços; Possuem altos P.F. e P.E.; Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ; Formam retículos cristalinos. Cl - Na + Na + Cl - Na + Cl - Na +Cl-

6 LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR) Ocorre geralmente entre AMETAIS e IDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a de eletronegatividade < 1,7.

7 Ligações covalentes normais Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular 1 sigma Lig. Covalente Simples 2 O O 1 sigma + 1 pi N N 1 sigma + 2 pi O O Lig. Covalente Dupla N N Lig. Covalente Tripla O 2 N 2

8 1)Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex.: 2, O 2, N 2 O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos

9 2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex.: Cl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). + - Cl

10 Ligação Coordenada (DATIVA) Só acontece quando um elemento (que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns possíveis (valência). Esse elemento empresta um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons. Ligação dativa Exemplo: SO 2 Não podem mais fazer ligação comum. O S O O Ainda não está completo S O

11 Orbitais moleculares e Um mesmo átomo pode fazer até 4 ligações covalentes comuns mas, entre dois átomos, o número máximo de ligas covalentes comuns é 3. Dependendo da quantidade de ligações e dos orbitais em que estas se formam, podemos representá-las por ou. A A B B A B

12 Características de Compostos Moleculares: São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente); Possuem baixos P.F. e P.E.; Não conduzem corrente elétrica (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ; São formados por moléculas.

13 GEOMETRIA MOLECULAR Braços são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central. C N x x C 2 Braços 3 Braços 4 Braços

14 Moléculas Diatômicas - Linear Moléculas Poliatômicas: 2 Braços 2 O CO 2 3 Braços N 3 SO 3 Sobra e - : ANGULAR Ñ sobra e - : LINEAR Sobra e - : PIRAMIDAL Ñ sobra e - : TRIGONAL 4 Braços TETRAÉDRICA C 4

15 Ex.: 2, N 2, O 2 Geometria: Linear Ângulo: 180 Moléculas Diatômicas X 2

16 Ex.: Br, Cl, F Geometria: Linear Ângulo: 180 Moléculas Diatômicas XY Cl

17 Ex.: CO 2, CS 2 Geometria: Linear Ângulo: 180 XY 2 2 Braços Moléculas Poliatômicas O C O

18 Ex.: SO 2 Geometria: Angular Ângulo: 112 XY 2 e 2 Braços Moléculas Poliatômicas S O O

19 Ex.: 2 O, 2 S XY 2 2e Geometria: Angular Ângulo: Braços Moléculas Poliatômicas O

20 Ex.: BF 3, B 3 XY 3 Geometria: Trigonal Plana Ângulo: Braços Moléculas Poliatômicas B

21 Ex.: N 3, P 3 Geometria: Piramidal Ângulo: 107 N XY 3 e 3 Braços Moléculas Poliatômicas

22 Ex.: C 4,CCl 4 Geometria: Tetraédrica Ângulo: XY 4 4 Braços Moléculas Poliatômicas C

23 Átomos iguais APOLAR MOLÉCULAS DIATÔMICAS: Átomos diferentes POLAR Sobra é: POLAR MOLÉCULAS POLIATÔMICAS: Não sobra é: SIMETRIA

24 APOLAR O POLAR Cl POLAR N C POLAR SIMÉTRICA = APOLAR

25 FORÇAS INTERMOLECULARES Pontes de Moléc. Polares Com ligado a FON Muito Fortes Altos PF e PE Forças de Van Der Waals Dipolo- Dipolo (Permanente) Dipolo Induzido- Dipolo Instantâneo Moléc. Polares Médias Moléc. Apolares Muito Fracas Baixos PF e PE

26 LIGAÇÃO METÁLICA Ocorre entre metais e possui como principal característica, elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros no retículo (Mar de elétrons). Retículo Cristalino Metálico Fe Fe 2+ Fe 2+ Fe 2+ Fe Fe Fe 2+ Fe ÁTOMOS CÁTIONS ELÉTRONS LIVRES

27 Características de compostos Metálicos: São sólidos nas condições ambientes(exceção g); Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico); Possuem altos P.F. e P.E.; Conduzem corrente elétrica no estado sólido ou fundidos (elétrons livres); São Dúcteis e Maleáveis. fios lâminas

28 Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas ) Ouro 18 quilates: (Au e Cu) Aço: ( Fe e C) Bronze: (Cu e Sn) Liga leve: (Mg e Al) Solda: (Pb e Sn) Latão: (Cu e Zn) Metal monel: (Ni e Cu) Amálgama de Prata: (g e Ag)

29 Oxirredução

30 REGRAS PARA NOX SUBSTÂNCIA SIMPLES NOX = 0 ( 2, O 2, Cl 2...) ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO SEMPRE! lado direito

31 LEMBRE-SE! IDROGÊNIO TEM NOX = +1 (exceto em hidretos metálicos onde é 1) OXIGÊNIO TEM NOX = -2 (exceto em peróxidos = -1 e polióxidos = -1/2) SOMATÓRIO DOS NOX DE SUBSTÂNCIA (MOLÉCULA)= 0 Ex: SO 2, 2 SO 4, NaCl,... SOMATÓRIO DOS NOX DE ÍON = SUA CARGA Ex: NO -1 3, SO -2 4, CO

32 EXEMPLO NaNO 3 X + 1 +? 5-6 = 0

33 EXEMPLO C - C - COO 3 2? + 3? + 2? - 3 = 0

34 REAÇÃO DE OXI-REDUÇÃO Cl 2 + 2Br 2Cl + Br Redução(nox diminui) Oxidação(nox aumenta) Ag. Oxidante (sofre red.) = Cl 2 Ag. Redutor (sofre oxid.) = Br ou Br -

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