Ligações químicas, Forças intermoleculares, Geometria molecular

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Aula 3 de química sobre Ligações químicas, Forças intermoleculares, Geometria molecular. Curso Preparatório ENEM, Escola Fatorial.

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Ligações químicas, Forças intermoleculares, Geometria molecular

  1. 1. Ligações Químicas Forças Intermoleculares Geometria Molecular Prof Carlos Priante AULA 3
  2. 2. Ligações químicas  As ligações químicas explicam como, quando e onde vão parar estes elétrons que são ganhos ou perdidos pelos átomos.  São três principais: Iônica Covalente
  3. 3. Ligação Iônica  Ocorre pela atração de força natural entre um átomo de carga + com outro de carga –,  Deste modo cátions e ânions permanecem unidos equilibrando seus excessos e falta de elétrons na ultima camada.  Por envolver cátions e ânions, normalmente ocorre entre metais e nãometais. O metal transfere elétrons para o nãometal.  NaCl  CaO  MgF
  4. 4.  As substâncias iônicas têm pelo menos uma ligação iônica.  Exemplo: NaCl (cloreto de sódio) NaNO2 (nitrito de sódio)  As substâncias iônicas têm elevados pontos de ebulição e fusão; muitas delas, ao serem dissolvidas na água, têm os seus íons separados por ação da água num processo chamado dissociação iônica;  conduzem corrente elétrica em solução aquosa.
  5. 5. Ligação Covalente  Os átomos também podem completar sua última camada compartilhando elétrons.  Os elétrons compartilhados irão circular pela eletrosfera dos dois átomos.
  6. 6.  As substâncias moleculares são formadas exclusivamente por ligações covalentes.  Em geral, tem baixa temperatura de ebulição e de fusão.  A maioria delas não conduz eletricidade em solução aquosa. .  Exemplos: água (H2O) amoníaco (NH3) CO2
  7. 7. Ligação Covalente Dativa  O par de elétrons compartilhados é proveniente apenas de um dos átomos que já está estável.  Antigamente, esse tipo de ligação covalente era chamado de dativa, hoje ela é mais comumente denominada de coordenada.
  8. 8.  Ligação C. Simples: Compartilham apenas 1 e EX. H-H  Ligação C. Dupla: Compartilham dois pares de e. Ex O O  Ligação C. Tripla: Compartilham 3 pares de e. Ex: N N  Ligação C. Normal: Os par de elétrons compartilhados é formado por 1e de cada um dos átomos  Ligação C. Polar e Apolar: Aula de Propriedades Periódicas e Aperiódicas
  9. 9. Ligação Metálica  Ocorre entre metais...... Metais são cátions e possuem carga positiva, então como ligar dois átomos + que se repelem naturalmente ?  Os elétrons da ultima camada dos metais (liberados para se estabilizarem) estão em sua forma livre e circulam em uma “nuvem” em volta dos cátions próximos mantendo a estabilidade.  Estes elétrons livres não permanecem ligados a nenhum átomo, apenas circulam livres.  Ex:  bronze (cobre + estanho)  aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono)
  10. 10.  As substâncias metálicas são formadas exclusivamente por ligações metálicas.  Estas têm uma forte força de coesão e variáveis pontos de ebulição.  São boas condutoras da eletricidade. Isto deve-se ao fato de nos metais existirem elétrons com grande mobilidade .  Exemplos: Ferro (Fe), Prata (Ag), Ouro (Au), Alumínio (Al).
  11. 11. Forças Intermoleculares  Os sólidos iônicos estão unidos por causa da forte atração entre seus íons cátions e seus íons ânions.  A maioria dos metais são sólidos a temperatura ambiente por causa da ligação metálica.  As substâncias que tem ligações covalentes podem ser, em temperatura ambiente, sólida, liquida ou gasosa.  Isto mostra que as interações entre estas moléculas podem ser maiores ou menores.
  12. 12.  Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem ligações covalentes. São elas: - Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio; - Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar; - Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido.
  13. 13. Pontes de Hidrogênio  É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.  Podem ser encontrados no estado sólido e liquido.  H-F, H-O e H-N: É a ligação mais forte de todas, devida à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio.  De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos.  Exemplos: H2O, HF, NH3
  14. 14. Dipolo-Dipolo  É menos intensa que as pontes de hidrogênio.  Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro, um átomo mais eletronegativo.  Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. Assim:  Exemplos: HCl, HBr, H2S, CO, SO2
  15. 15. Força de Van der Waals  É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares.  Neste caso, não há atração elétrica entre estas moléculas.  Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em temperatura ambiente, estão no estado gasoso.
  16. 16.  A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente.  Pode acontecer, em um dado momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do outro.  Esta molécula estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas.  Exemplos: Cl2, CO2.
  17. 17. Geometria Molecular É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula.
  18. 18. Molécula Formada por Duas Espécies A geometria será sempre linear ou digonal, independentemente dos átomos envolvidos: H H F F H Cl O O C O
  19. 19. Molécula Formada por Três Espécies A geometria será Linear se o átomo central não apresentar par de elétrons emparelhados disponíveis. C OO C SS N NO C NH
  20. 20. Molécula Formada por Três Espécies A geometria será angular se o átomo central apresentar par de elétrons emparelhados disponíveis. H HO H HS O OS Cl ON
  21. 21. Moléculas Formadas por Quatro Átomos, com Um Átomo Central. A Geometria será trigonal plana (triangular), se o átomo central não possuir pares de elétrons emparelhados disponíveis. S O O O C O H H 120°
  22. 22. Moléculas Formadas por Quatro Átomos, com Um Átomo Central. A Geometria será piramidal (pirâmide trigonal), se o átomo central apresentar par de elétrons emparelhados disponíveis. N H H H N Cl Cl Cl
  23. 23. Moléculas Formadas por Cinco Átomos, com Presença de Um Átomo Central A geometria será sempre tetraédrica, independentemente dos átomos envolvidos. C H H H H C H Cl Cl Cl 109° 28’
  24. 24. Linear Angular Trigonal Piramidal Hexaédrica Tetraédrica Octaédrica
  25. 25. Dúvidas ????

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