Aula 5 Ligações Quimicas

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Aula 5 Ligações Quimicas

  1. 1. ÁGUA AMÔNIA Prof. Agamenon Roberto
  2. 2. Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química Prof. Agamenon Roberto
  3. 3. Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada Na Cl + – H H O SÓDIO PERDEU ELÉTRON O CLORO GANHOU ELÉTRON OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS Prof. Agamenon Roberto
  4. 4. Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em sua última camada Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como TEORIA DO OCTETO Prof. Agamenon Roberto
  5. 5. Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é estável e é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A (representativos) da tabela periódica H (Z = 1) He (Z = 2) F (Z = 9) Ne (Z = 10) Na (Z = 11) 1s1 1s2 INSTÁVEL 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 3s1 2s2 2p6 1s2 ESTÁVEL INSTÁVEL ESTÁVEL INSTÁVEL Prof. Agamenon Roberto
  6. 6. Na maioria das vezes, os átomos que: Perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A Recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A Prof. Agamenon Roberto
  7. 7. 01) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga: a) + 1 e – 1. b) – 1 e + 2. c) + 2 e – 1. d) – 2 e – 2. e) + 1 e – 2. ALCALINOS TERROSOS HALOGÊNIOS FAMÍLIA 2A FAMÍLIA 7A PERDE 2 ELÉTRONS GANHA 1 ELÉTRONS + 2 – 1 Prof. Agamenon Roberto
  8. 8. 02) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável formado a partir deste átomo será:a) – 2. b) – 1. c) + 1. d) + 2. e) + 3. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 ÚLTIMA CAMADA 3 ELÉTRONS PERDE 3 ELÉTRONS + 3 X (Z = 13) Prof. Agamenon Roberto
  9. 9. LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE Esta ligação ocorre devido à ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA entre íons de cargas opostas Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade , isto é, um é METAL e o outro AMETAL Prof. Agamenon Roberto
  10. 10. LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17) Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 PERDE 1 ELÉTRON Cl (Z = 17)1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 RECEBE 1 ELÉTRON CLORETO DE SÓDIO Na Cl + – Na Cl + – Prof. Agamenon Roberto
  11. 11. UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral C A x y Prof. Agamenon Roberto
  12. 12. 01) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de um composto, formado por esses elementos é: a) X2Y3. b) X6Y. c) X3Y. d) X6Y3. e) XY. X Y perde 3 elétrons ganha 2 elétrons X3+ Y 2– X Y 23 Prof. Agamenon Roberto
  13. 13. 02) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula: a) XY. b) XY2. c) X3Y. d) XY3. e) X2Y. X (Z = 20) 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Y (Z = 9) X perde 2 elétrons X 2+ 2s2 2p5 1s2 Y ganha 1 elétron Y 1 – 12 YX Prof. Agamenon Roberto
  14. 14. A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes Os átomos que participam da ligação covalente são AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO Os pares de elétrons compartilhados são contados para os dois átomos ligantes Prof. Agamenon Roberto
  15. 15. É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação do par Prof. Agamenon Roberto
  16. 16. Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO (H) para formar a molécula da substância SIMPLES HIDROGÊNIO (H2) H H H H FÓRMULA ELETRÔNICA 2H H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA FÓRMULA MOLECULAR H (Z = 1) 1s1 Prof. Agamenon Roberto
  17. 17. Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) para formar a molécula da substância SIMPLES NITROGÊNIO (N2) N (Z = 7) 2s2 2p 3 1s2 N N FÓRMULA ELETRÔNICA N N FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA N2 FÓRMULA MOLECULARProf. Agamenon Roberto
  18. 18. Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O) H (Z = 1) 1s1 O (Z = 8) 2s2 2p4 1s2 OH H O H H FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H2O FÓRMULA MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto
  19. 19. 01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se formando a substância: Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17) a) NCl e molecular. b) NCl2 e iônica. c) NCl2 e molecular. d) NCl3 e iônica. e) NCl3 e molecular. omo os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalen Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3 NCl Cl Cl NCl3 Prof. Agamenon Roberto
  20. 20. 02) (UESPI) O fosfogênio (COCl2 ), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante, utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a partir da reação: CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g) Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta: a) duas ligações duplas e duas ligações simples b) uma ligação dupla e duas ligações simples c) duas ligações duplas e uma ligação simples d) uma ligação tripla e uma ligação dupla e) uma ligação tripla e uma simples Pág.114 Ex. 02 CO Cl Cl Prof. Agamenon Roberto
  21. 21. 03) Observe a estrutura genérica representada abaixo; Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento: a) fósforo b) enxofre c) carbono d) nitrogênio e) cloro X H H O O OC Prof. Agamenon Roberto
  22. 22. Se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do par, a ligação será COVALENTE DATIVA ou COORDENADA A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do átomo que cede os elétrons chegando no átomo que recebe estes elétrons, através do compartilhamento Prof. Agamenon Roberto
  23. 23. Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de enxofre (SO2), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na camada de valência S O O S O O FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA SO2 FÓRMULA MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto
  24. 24. 01) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos. Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é respectivamente igual a: Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16. a) 4 e 3. b) 2 e 4. c) 4 e 4. d) 8 e 4. e) 8 e 6. CO O O SO Prof. Agamenon Roberto
  25. 25. 02) Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual a provável família desse elemento na classificação periódica? a) 3 A . b) 4 A . c) 5 A . d) 6 A . e) 7 A . X 5 A Prof. Agamenon Roberto
  26. 26. DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do OCTETO Átomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons na camada de valência H Be H O berílio ficou estável com 4 elétrons na camada de valência H Be H Prof. Agamenon Roberto
  27. 27. O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência B F F F B F F F Prof. Agamenon Roberto
  28. 28. Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência S F F F F F F S F F F F F F O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto
  29. 29. P Cl Cl Cl ClCl P Cl Cl Cl ClCl O fósforo ficou estável com 10 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto
  30. 30. Átomo que fica estável com número impar de elétrons na camada de valência O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons na camada de valência. O N O O N O Prof. Agamenon Roberto
  31. 31. Compostos dos gases nobres F Xe F Xe F F FF Recentemente foram produzidos vários compostos com os gases nobres Estes compostos só ocorrem com gases nobres de átomos grandes, que comportam a camada expandida de valência Prof. Agamenon Roberto
  32. 32. 01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto? a) BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5. b) CO, NH3, HClO, H2SO3. c) CO2, NH4OH, HClO2, H2SO4. d) HClO3, HNO3, H2CO3, SO2. e) HCl, HNO3, HCN, SO3.Prof. Agamenon Roberto
  33. 33. elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra: BH3 CH4 H2 O HCl XeF6 I II III IV V a) I, II e III. b) II, II e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V. Prof. Agamenon Roberto
  34. 34. A forma geométrica de uma molécula pode ser obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos as REGRAS DE HELFERICH, que podem ser resumidas da seguinte forma: Prof. Agamenon Roberto
  35. 35. O C O OH H Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR Se o átomo central “A” possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR Prof. Agamenon Roberto
  36. 36. B F F F N Cl Cl Cl Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será TRIGONAL PLANA Se o átomo central “A” possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL Prof. Agamenon Roberto
  37. 37. C Cl Cl Cl Cl Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA Prof. Agamenon Roberto
  38. 38. moléculas do PCl 5 Estas moléculas terão uma geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL Prof. Agamenon Roberto
  39. 39. moléculas do SF6 Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA Prof. Agamenon Roberto
  40. 40. 01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas: I : BeH2 - linear. II : CH4 - tetraédrica. III : H2O - linear. IV : BF3 - piramidal. V : NH3 - trigonal plana. Pode-se afirmar que estão corretas: a) apenas I e II. b) apenas II, IV e V. c) apenas II, III e IV. d) apenas I, III e V. e) todas. Verdadeiro Falso Falso Verdadeiro Falso Prof. Agamenon Roberto
  41. 41. 02) As moléculas do CH4 e NH3 apresentam, as seguintes respectivamente, as seguintes geometrias: a) quadrada plana e tetraédrica. b) pirâmide trigonal e angular. c) quadrada plana e triangular plana. d) pirâmide tetragonal e quadrada plana. e) tetraédrica e pirâmide triangular. Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA CH4 N H H H Se o átomo central “A” possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL Prof. Agamenon Roberto
  42. 42. ClH CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO d+ d- Prof. Agamenon Roberto
  43. 43. HH Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE Prof. Agamenon Roberto
  44. 44. A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( )u Se ele for NULO, a molécula será APOLAR; caso contrário, POLAR. Prof. Agamenon Roberto
  45. 45. CO O A resultante das forças é nula (forças de mesma intensidade, mesma direção e sentidos opostos) A molécula do CO2 é APOLAR Prof. Agamenon Roberto
  46. 46. O H H A resultante das forças é diferente de ZERO A molécula da água é POLAR Prof. Agamenon Roberto
  47. 47. 01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares: a) NaCl e CCl4. b) HCl e N2. c) H2O e O2. d) CH4 e Cl2. e) CO2 e HF. CH4 e CCl4 têm geometria TETRAÉDRICA com todos os ligantes do carbono iguais, portanto, são APOLARES CH4, CCl4, CO2 tem geometria LINEAR com todos os ligantes do carbono iguais, portanto, é APOLAR CO2, N2, O2 e Cl2 são substâncias SIMPLES, portanto, são APOLARES N2, O2, Cl2. Prof. Agamenon Roberto
  48. 48. ) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar difere de zero (molecular polar) é: a) CS2. b) CBr4. c) BCl3. d) BeH2. e) NH3. NH3 tem geometria piramidal, portanto, é POLAR NH3 tem geometria piramidal, portanto, é POLAR Prof. Agamenon Roberto
  49. 49. 03) (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes abaixo: I) CH4 II) CS2 III) HBr IV) N2 Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? CH4 Molécula tetraédrica que são APOLARES moléculas LINEARES com ligantes iguais são APOLARES S C S BrH moléculas DIATÔMICAS com ligantes diferentes são POLARES NN moléculas DIATÔMICAS com ligantes iguais são APOLARES Prof. Agamenon Roberto
  50. 50. São as ligações que resultam da interação ENTRE MOLÉCULAS, isto é, mantêm unidas moléculas de uma substância As ligações INTERMOLECULARES podem ser em: Dipolo permanente – dipolo permanente Dipolo induzido – dipolo induzido ou forças de dispersão de London Ponte de hidrogênio Prof. Agamenon Roberto
  51. 51. Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha + – + – + – +– +– +– Prof. Agamenon Roberto
  52. 52. Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento H H– H H – Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS Prof. Agamenon Roberto
  53. 53. Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido HF H F H F HF Prof. Agamenon Roberto
  54. 54. As pontes de hidrogênio são mais intensas que as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que as interações dipolo – dipolo induzido O H O H O H H O H H O H H H H O H H Prof. Agamenon Roberto
  55. 55. 01) Compostos de HF, NH3 e H2O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores quando comparados com H2S e HCl, por exemplo, devido às: a) forças de Van Der Waals. b) forças de London. c) pontes de hidrogênio. d) interações eletrostáticas. e) ligações iônicas. Prof. Agamenon Roberto
  56. 56. para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 100°C. Nas três mudanças de estados físicos, respectivamente, são rompidas: a) ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações iônicas. c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e interações de Van der Waals. Prof. Agamenon Roberto
  57. 57. 03) Considere o texto abaixo. “Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por................................. No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem- se por ...................................... . Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura ................ do que a do gelo seco.” I II III Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por: a) Forças de London, pontes de hidrogênio e menor. b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der Waals e maior. c) Forças de Van der Waals, pontes de hidrogênio e maior. d) Forças de Van der Waals, forças de London e menor. e) Pontes de hidrogênio, pontes de hidrogênio e maior. PONTES DEHIDROGÊNIO FORÇAS DEVAN DERWAALS MAIOR Prof. Agamenon Roberto

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