Ligações Interatômicas: IÔNICA = metal + não-metal COVALENTE = não-metais METÁLICA = metais

Ligações Químicas

Ligações Interatômicas: IÔNICA = metal + não-metal COVALENTE = não-metais METÁLICA = metais

UNIDADE ESTRUTURAL COVALENTE MOLECULAR moléculas COVALENTE CRISTALINA átomos H 2 O IÔNICA íons = cátions + ânions METÁLICA pseudocátions = cátions + e livres

PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO COVALENTE MOLECULAR Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos. Tem baixos PF e PE. Ex: todos os compostos orgânicos, ácidos e óxidos ácidos. IÔNICA São sólidos. Tem altos PF e PE. Ex: bases e sais COVALENTE CRISTALINA São sólidos. Tem MUITO altos PF e PE. Ex: diamante, grafite, quartzo. METÁLICA São sólidos. Tem altos PF e PE. Ex: metais e ligas metálicas.

SOLUBILIDADE em ÁGUA COVALENTE MOLECULAR POLARES = solúveis APOLARES = insolúveis COVALENTE CRISTALINA insolúveis IÔNICA solúveis METÁLICA insolúveis

Interação entre partículas COVALENTE MOLECULAR Atração entre moléculas: COVALENTE CRISTALINA Ligação covalente entre átomos. Forças de Van der Waals Ponte de hidrogênio IÔNICA Atração eletrostática entre cátions e ânions. METÁLICA Atração eletrostática entre cátions e ânions.

CONDUÇÃO ELÉTRICA COVALENTE MOLECULAR Não conduzem. Somente ácidos em solução aquosa. COVALENTE CRISTALINA Não conduzem. Somente o carbono grafite. IÔNICA Conduzem quando: fundida em solução aquosa METÁLICA Conduzem no estado SÓLIDO.

NaCl

Caráter metálico = facilidade em dar e LIGAÇÃO IÔNICA Eletronegatividade= fome por e F Cs CsF Maior diferença de eletronegatividade Maior caráter iônico

LIGAÇÃO COVALENTE Quando uma ligação covalente é APOLAR? Quando se ligam átomos iguais. Cl - Cl O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos α+ α- H -Cl Δ = 3,0 2,1 = 0,9 A ligação H Cl é polar porque há diferença de eletronegatividade entre os elementos.

Caráter de uma ligação Ligação Covalente apolar Covalente polar Iônica Fórmula H 2 HCl NaCl Cálculo do ΔE ΔE E = 0 ΔE E = 3,0-2,1 = 0,9 ΔE E = 3,0-0,9 = 2,1 Porcentagem de caráter iônico 100 75 50 25 0 Δ< 1,7 Predomina caráter covalente Δ > 1,7 Predomina caráter iônico 1,0 1,7 2,0 3,0 Diferença de eletronegatividade (Δ)

LIGAÇÃO COVALENTE Quando uma molécula é APOLAR? Quando é simétrica. A soma de todas as forças que atuam sobre a molécula é igual a zero. 1,0 1,0 O = C = O ELETRONEGATIVIDADE: C : 2,5 O : 3,5

LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR

LIGAÇÃO COVALENTE POLAR

MOLÉCULA COM DOIS ÁTOMOS: GEOMETRIA MOLECULAR X 2 linear e apolar XY linear e polar H - H H - Cl

GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM TRÊS ÁTOMOS XY 2 LINEAR e APOLAR ANGULAR e POLAR CO 2 SO 2 sem sobra de elétrons no átomo central H 2 O com sobra de elétrons no átomo central

GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM QUATRO ÁTOMOS XY 3 TRIGONAL e APOLAR PIRAMIDAL e POLAR SO 3 NH 3 sem sobra de elétrons no átomo central com sobra de elétrons no átomo central

GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM CINCO ÁTOMOS XY 4 GRUPO 14: compostos de carbono. TETRAÉDRICA e APOLAR

CASOS ESPECIAIS 1-3 ou + elementos diferentes independente da geometria, é sempre polar. EX: HCN 2- berílio apesar de ser um metal alcalino-terroso, tem eletronegatividade alta e faz ligação covalente. Sua molécula é linear e apolar. Ex: BeH 2

CASOS ESPECIAIS 3- boro não segue a regra do octeto pois tem 3 elétrons na última camada. BH 3 é molécula trigonal e apolar. 4- ozônio O 3 é levemente polar pois tem geometria angular devido à sobra de um par de e no oxigênio central.

CASOS ESPECIAIS 5- fósforo pode formar dois haletos diferentes, com 3 ou 5 halogênios ligados a ele. PCl 3 piramidal PCl 5 bipiramidal trigonal

CASOS ESPECIAIS 6- enxofre pode formar três haletos diferentes: SCl 2 angular SCl 4 gangorra SCl 6 octaédrica

FORÇAS ATRATIVAS As moléculas atraem-se mutuamente, em maior ou menor grau, dependendo de sua polaridade. FORÇAS DE VAN DER WAALS = Atração muito fraca entre moléculas apolares ou fracamente polares. Dividem-se em dois tipos: dipolo-dipolo ou dipolo permanente = moléculas polares dipolo induzido ou dipolo instantâneo = moléculas apolares.

FORÇAS ATRATIVAS PONTE DE HIDROGÊNIO = Força de atração muito forte entre moléculas muito polares, que possuem H ligado a FON (flúor, oxigênio e nitrogênio). Ex: H 2 O, NH 3, HF, álcoois, ácidos carboxílicos.

ÁGUA Água líquida 4 a 4 Gelo 6 a 6

LIGAÇÃO METÁLICA É uma ligação entre átomos de metais. Esses átomos liberam os elétrons da última camada. Os íons positivos do metal formam um arranjo cristalino que é envolvido pelos elétrons livres, que se movimentam rapidamente, constituindo uma nuvem eletrônica. As substâncias metálicas são sólidos de elevados ponto de fusão e ebulição, exceção: mercúrio.

+ = sódio metálico = Na (s) gás cloro = Cl 2 (g) cloreto de sódio = METÁLICA COVALENTE MOLECULAR NaCl (s) IÔNICA

CuSO 4 K2 Cr 2 O 7 Funções Inorgânicas NaOH NaCl

Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. ÁCIDO: H + + ÂNION BASE: CÁTION + OH SAL: CÁTION + ÂNION ÓXIDO : ELEMENTO + O 2

ÁCIDOS Arrhenius = são compostos que liberam H + quando dissolvidos em água. Possuem como único cátion o íon H +. Ex: HCl, H 2 SO 4, H 3 PO 4. Classificação: 1) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: a) monoácido - HCl b) diácido - H 2 SO 4, H 3 PO 3 c) triácido - H 3 PO 4 2) Quanto ao número de elementos presentes na fórmula: a) binário - HCl b) ternário - HCN c) quaternário - HCNS

ÁCIDOS 3) Quanto à presença de oxigênio: a) hidrácido - HCl b) oxiácido - H 2 SO 4 4) Quanto ao grau de ionização: a) hidrácidos fortes - HCl, HBr, HI moderado - HF fracos - os demais b) oxiácidos fortes - (nº de oxigênios - nº de hidrogênios 2). Ex: H 2 SO 4, HMnO 4 moderados - (nº de oxigênios - nº de hidrogênios = 1). Ex: H 2 SO 3 fracos - (nº de oxigênios nº de hidrogênios). Ex: H 3 PO 3

ÁCIDOS NOMENCLATURA: HIDRÁCIDO: ácido ídrico Formam hidrácidos: grupo 17, grupo 16 e ciano ( -CN) HCl ácido clorídrico H 2 S ácido sulfídrico HCN ácido cianídrico

ÁCIDOS OXIÁCIDO: ácido OSO (menor NOX) ácido ICO (maior NOX) Grupo 13 Único ácido: H 3 BO 3 ácido bórico Grupo 14 Único ácido: H 2 CO 3 ácido carbônico Grupo 15: N, P e As Menor NOX = +3 HNO 2 ácido nitroso Maior NOX = +5 HNO 3 ácido nítrico

ÁCIDOS Grupo 16: S, Se e Te Menor NOX = +4 H 2 SO 3 ácido sulfuroso Maior NOX = +6 H 2 SO 4 ácido sulfúrico Grupo 17 NOX = +1 HClO ácido hipocloroso NOX = +3 HClO 2 ácido cloroso NOX = +5 HClO 3 ácido clórico NOX = +7 HClO 4 ácido perclórico

DESIDRATAÇÃO DE ÁCIDOS MONOÁCIDO intermolecular: 2 x HNO 3 = H 2 N 2 O 6 -H 2 O N 2 O 5 anidrido nítrico intramolecular H 3 PO 4 -H 2 O HPO 3 ácido metafosfórico TRIÁCIDO intermolecular: 2 x H 3 PO 4 = H 6 P 2 O 8 -H 2 O H 4 P 2 O 7 ácido pirofosfórico DIÁCIDO intramolecular H 2 SO 4 -H 2 O SO 3 anidrido sulfúrico H 3 PO 4 ácido (orto) fosfórico HPO 3 ácido metafosfórico H 4 P 2 O 7 ácido pirofosfórico NOX = +5

ÁCIDOS Apresentam sabor azedo; Desidratam a matéria orgânica; Deixam incolor a solução alcoólica lica de fenolftaleína; na; Neutralizam bases formando sal e água;

BASES Arrhenius = são compostos que liberam OH quando dissolvidos em água. Compostos que possuem como único ânion OH -. Ex: NaOH, Ca(OH) 2, Al(OH) 3. Classificação: 1) Quanto ao número de hidroxilas: a) monobase - NaOH b) dibase - Ca(OH) 2 c) tribase - Al(OH) 3 d) tetrabase - Pb(OH) 4 3) Quanto ao grau de dissociação iônica: a) fortes - do grupo 1 b) moderadas - do grupo 2 c) fracas - as demais 2) Quanto à solubilidade em água: a) solúveis - dos metais alcalinos ( grupo 1) b) parcialmente solúveis - dos metais alcalinos-terrosos ( grupo 2) c) insolúveis - as demais

BASES OBS: NH 4 OH é uma base solúvel e fraca. É a única base volátil! Usos do amoníaco ( hidróxido de amônio): -Indústria de fertilizantes -Industria de plásticos (acido nítrico) -Tratamento e águas (ph) -Soluções amoniacais (detergentes caseiros) -Industria de refrigeração -Extração de metais -Industria farmacêutica

BASES 1) Quando o metal tem NOX fixo ( grupos 1 e 2, Ag +, Zn +2, Al +3 ) HIDRÓXIDO DE nome do metal 2) Quando o metal tem NOX variado HIDRÓXIDO DE nome do metal + nº romano = NOX do metal Exemplos: NaOH - hidróxido de sódio CuOH hidróxido de cobre I Ca(OH) 2 hidróxido de cálcio Fe(OH) 2 - hidróxido de ferro II Fe(OH) 3 - hidróxido de ferro III Al(OH) 3 hidróxido de alumínio

BASES Apresentam sabor caústico stico; Estriam a matéria orgânica; Deixam vermelha a solução alcoólica lica de fenolftaleína; na; Neutralizam ácidos formando sal e água;

SAIS Compostos que não possuem como único cátion o H +, nem como único ânion OH -. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização. Ácido + Base Sal + Água HCl + NaOH NaCl + H 2 O

SAIS Os sais podem ser: a) normais NaCl (cloreto de sódio), K 2 SO 4 (sulfato de potássio). Obtido através da neutralização total entre um ácido e uma base ( n de H + = n de OH ) 2 KOH + 1 H2SO4 K 2 SO4 + 2 H 2 O (H OH) b) hidrogenossais - NaHCO 3 ( carbonato ácido de sódio, hidrogeno-carbonato de sódio ou bicarbonato de sódio) obtidos a partir da neutralização parcial de um ácido. Observe que a presença do H não confere caráter ácido ao sal! 1 NaOH + 1 H 2 CO 3 NaHCO 3 + 1 H 2 O c) hidroxissais - CaOHCl ( hidróxi-cloreto de cálcio, cloreto básico de cálcio). Obtido através da neutralização parcial de uma base. 1 Ca(OH) 2 + 1 HCl Ca(OH)Cl + 1 H 2 O

SAIS NOMENCLATURA (nome do ânion) de (nome do cátion) Sufixo do ácido Sufixo do ânion ídrico ico oso eto ato ito H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO 4 + 2 H 2 O Sulfato de cálcio c (gesso)

SAIS - Halóides: NaCl, CaCl 2, KCl - Hidratados: CuSO 4.5 H 2 O; CaSO 4.2 H 2 O O sulfato de cobre apresenta-se sob a forma de cristais azuis em paralelepípedos oblíquos. Perde sua água de cristalização a cerca de 200 ºC, transformando-se no sulfato de cobre anidro (CuSO 4 ), pó branco, muito higroscópico (tem facilidade de absorver umidade), que se torna instantaneamente azul ao contato da menor quantidade de água. - Coloridos: com metais de transição Cr 2 (SO 4 ) 2 Co(NO 3 ) 2 NiSO 4

ÓXIDOS Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. E x+ 2 O2- X Todos os elementos, com exceção do Flúor e dos Gases Nobres, formam óxidos. Alguns formam vários, como o nitrogênio: N 2 O, NO, NO 2, N 2 O 3 e N 2 O 5.

ÓXIDOS OFICIAL Nox fixo óxido de elemento ΔNox - óxido de elemento + nºromano USUAL Prefixo + óxido de + prefixo + elemento Prefixo = mono, di, tri, tetra, penta, hexa ou hepta N 2 O 3 óxido de nitrogênio III trióxido de dinitrogênio CO 2 óxido de carbono IV dióxido de carbono gás carbônico

ÓXIDOS A ligação entre o oxigênio e outro elemento pode ser iônica ou covalente. - Óxidos iônicos são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um metal de baixa eletronegatividade, isto é, alcalinos e alcalino-terrosos, que fornecem elétrons para o oxigênio. Exemplos: Li 2 O e MgO - Óxidos moleculares são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um elemento de grande eletronegatividade. Exemplos: CO 2, SO 2 e NO. -Óxidos covalentes cristalinos são compostos que apresentam estrutura cristalina. -Ex: minérios de SiO 2 (quartzo, ametista, cristal de rocha)

ÓXIDO BÁSICO São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação. Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalinos-terrosos. São compostos iônicos, sólidos cristalinos que podem ser mais ou menos solúveis em água. Na 2 O - óxido de sódio CaO - óxido de cálcio (cal viva) BaO - óxido de bário (barita) CuO - óxido de cobre(ii) (óxido cúprico) Cu 2 O - óxido decobre (I) (óxido cuproso/cuprita) FeO - óxido de ferro(ii) (óxido ferroso) CaO

ÓXIDO BÁSICO ÓXIDO BÁSICO B + ÁGUA BASE Na 2 O + H 2 O 2 NaOH K 2 O + H 2 O 2 KOH CaO + H 2 O Ca(OH) 2 FeO + H 2 O Fe(OH) 2

ÓXIDO BÁSICO ÓXIDO BÁSICO B + ÁCIDO SAL + ÁGUA Na 2 O + 2 HNO 3 2 NaNO 3 + H 2 O Cu 2 O + 2HCl 2 CuCl + H 2 O CaO + H 2 SO 4 CaSO 4 + H 2 O 3FeO + 2H 3 PO 4 Fe 3 (PO 4 ) 2 + 3 H 2 O Não há variação de NOX.

ÓXIDO ÁCIDO São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6 +7). Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. SO 2 óxido de enxofre IV ou dióxido de enxofre ou anidrido sulfuroso. SO 3 óxido de enxofre VI ou trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico. Cl 2 O 7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico. MnO 3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico. Mn 2 O 7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico.

ÓXIDO ÁCIDO ÓXIDO ÁCIDO + ÁGUA ÁCIDO SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

ÓXIDO ÁCIDO ÓXIDO ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA SO 2 + 2 KOH K 2 SO 3 + H 2 O P 2 O 5 + 6 NaOH 2 Na 3 PO 4 + 3 H 2 O N 2 O 3 + Mg(OH) 2 Mg(NO 2 ) 2 + H 2 O CO 2 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + H 2 O

ÓXIDO ANFÓTERO São compostos que apresentam caráter intermediário entre o dos óxidos ácidos e dos óxidos básicos. Reagem com substâncias de caráter químico pronunciado: ácido ou base fortes. Não reagem com água. COMO ÓXIDO BÁSICOB ZnO + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 O cloreto de zinco COMO ÓXIDO ÁCIDO ZnO + 2 NaOH Na 2 ZnO 2 + H 2 O zincato de sódio

ÓXIDO ANFÓTERO Óxidos anfóteros são sólidos iônicos e insolúveis em água. Principais: ZnO, Al 2 O 3, SnO e SnO 2, PbO e PbO 2, As 2 O 3 e As 2 O 5, As 2 O 3 e As 2 O 5 Litargírio: PbO Bauxita: óxido de alumínio (A 2 O 3 )

ÓXIDO ANFÓTERO Cromo e manganês formam vários óxidos e o caráter passa de básico para anfótero e depois para ácido, a medida que o NOX aumenta. +2 +3 +6 CrO Cr 2 O 3 CrO 3 óxido básico óxido anfótero óxido ácido +2 +3 +4 +6 +7 MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7 óxidos básicos Óxido anfótero óxidos ácidos

ÓXIDO NEUTRO São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. PRINCIPAIS: CO óxido de carbono II ou monóxido de carbono NO óxido de nitrogênio II N 2 O óxido de nitrogênio I (gás hilariante)

ÓXIDO DUPLO ou MISTO São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos. Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Exemplos: Fe 3 O 4, Pb 3 O 4, Mn 3 O 4 Exemplo de reação: Fe 3 O 4 + 8 HCl 2 FeCl 3 + FeCl 2 + 4 H 2 O Fe 3 O 4 FeO óxido de ferro II Fe 2 O 3 óxido de ferro III Pb 3 O 4 2 PbO óxido de chumbo II PbO 2 óxido de chumbo IV zarcão magnetita

PERÓXIDO São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (G.1) e metais alcalinos terrosos (G.2) e pelo oxigênio com NOX igual a -1. Grupo 1 Grupo 2 + O 2-2 H 2 O 2 peróxido de hidrogênio Na 2 O 2 peróxido de sódio CaO 2 peróxido de cálcio

PERÓXIDO PERÓXIDO + ÁGUA BASE + O 2 Na 2 O 2 + H 2 O 2 NaOH + ½ O 2 CaO 2 + H 2 O Ca(OH) 2 + ½ O 2 PERÓXIDO + ÁCIDO SAL + H 2 O 2 CaO 2 + H 2 SO 4 CaSO 4 + H 2 O 2

Conceitos Modernos de ácidos e bases

ARRHENIUS em solução aquosa libera H + (ou H 3 O + ). Ex: HCl, H 2 SO 4 ÁCIDO BASE em solução aquosa libera OH Ex: NaOH, NH 4 OH BRONSTED- LOWRY LEWIS espécie capaz de doar H + HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Ácido Base Ácido Base espécie que apresenta carência de elétrons. Cátions, grupo 13 espécie capaz de receber H + NH 3 + H 2 O NH + 4 + OH Base Ácido Ácido Base espécie que tem sobra de elétrons Ânions, grupo 15 (NH 3, aminas...)