Ligações químicas 2013 objetivo

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Ligações químicas 2013 objetivo

  1. 1. Professor MarceloLIGAÇÕESQUÍMICAS
  2. 2. Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem,tenderão a adquirir a configuração dogás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.
  3. 3. Exemplo: 11 Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1) o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. 11Na - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) + Observação: Alguns átomos (H, Li) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).
  4. 4. Ligação Iônica ou Eletrovalente:• Caracteriza-se pela transferência de elétronsde um átomo que perde elétrons para outroátomo que ganha elétrons.•Atração eletrostática entre íons de cargasopostas (cátion e ânion)• Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO.
  5. 5.  Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)
  6. 6. oo ooNa x + Cl o oo o o [ Na ] + + [ x Cl o ] - o o oo [Na]+ [Cl]- NaCl
  7. 7.  Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron) oo o o Cl oo o oo x 2 [ Cl ] - 2+ x oCa x + [ Ca ] + o oo o oo o o Cl oo o CaCl2
  8. 8. •Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico: x+ y- [ CÁTION ] y [ ÂNION ] x Família Carga dos íon 1A +1 2A +2 3A +3 5A -3 6A -2 7A / H -1
  9. 9. Exemplo: Composto iônico formado pelos elementosAlumínio (Al) e Oxigênio (O).Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6 3+ 2- [ Al ] 2 [ O ]3 Fórmula Molecular: Al2O3
  10. 10. Ligação Iônica NaCl MgO H He2.1 CaF 2 - Li Be O F Ne1.0 1.5 Cs Cl 3.5 4.0 -Na Mg Cl Ar0.9 1.2 3.0 - K Ca Ti Cr Fe Ni Zn As Br Kr0.8 1.0 1.5 1.6 1.8 1.8 1.8 2.0 2.8 -Rb Sr I Xe0.8 1.0 2.5 -Cs Ba At Rn0.7 0.9 2.2 - Fr Ra0.7 0.9 Give up electrons Acquire electrons Adapted from Fig. 2.7, Callister 6e. (Fig. 2.7 is adapted from Linus Pauling, The Nature of the Chemical Bond, 3rd edition, Copyright 1939 and 1940, 3rd edition. Copyright 1960 by Cornell University.
  11. 11. Estrutura Cristalina do NaCl Sólido
  12. 12. • Características dos Compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambiente; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Conduzem a corrente elétrica quandofundidos ou em solução aquosa, devido àpresença de íons livres.
  13. 13. Ligação Covalente ou Molecular• Caracteriza-se pelo compartilhamento(emparelhamento) de elétrons.• Ocorre normalmente entre: AMETAL e AMETAL ou AMETAL e HIDROGÊNIO HIDROGÊNIO e HIDROGÊNIO
  14. 14. Exemplos:1- Ligação química entre 2 átomos decloro17 Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-) Fórmula Fórmula estrutural Fórmulaeletrônica ou plana molecular de Lewis oo xx Cl x o ox o Cl x Cl Cl oo xx Cl2
  15. 15. 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-)8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-) Fórmula Fórmula Fórmula eletrônica ou estrutural molecular de Lewis plana xx x o o x x x O x oC o x xx O xx O C O CO2
  16. 16. • Ligação Covalente Dativa ou Coordenada: Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon.
  17. 17. Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre) Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural
  18. 18. • Principais características doscompostos moleculares:Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;possuem pontos de fusão e ebulição geralmentebaixos;Não conduzem a corrente elétrica (com exceção deácidos e NH4+);
  19. 19. • Ligação Metálica:Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).Como os metais possuem uma baixaeletronegatividade, os mesmos perdem seuselétrons muito facilmente. Esses elétrons livresformam uma nuvem eletrônica que mantém osíons metálicos sempre unidos formando achamada ligação metálica.
  20. 20. Esquema da Ligação Metálica
  21. 21. Como prever a geometria de uma molécula?• Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.• Os pares de elétrons existentes ao redor do átomo central de uma molécula tendem a se afastar ao máximo.

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