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Propriedades das ligações

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Propriedades das ligações

  1. 1. Propriedades das Ligações Geometria das moléculas Teoria das Ligações Químicas Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva
  2. 2. Teoria do elétron livre de Drude e Lorentz. Metais: possuem elevada condutibilidade térmica e eléctrica brilho considerável maleabilidade e ductilidade
  3. 3. Propriedades dos compostos iônicos Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes;  Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição;  Conduzem corrente elétrica quando dis- solvidos em água ou fundidos.
  4. 4. Propriedades dos compostos covalentes ou moleculares  Não possuem íons; possuem moléculas. Baixa condução de corrente elétrica (exceto grafite) quando puras. No entanto, quando em solução aquosa, se houver formação de íons (ionização), passam a conduzir corrente elétrica.
  5. 5. Propriedades dos compostos covalentes ou moleculares Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos.  Apresentam baixas temperaturas de fusão e de ebulição (não resistem ao calor).  Geralmente, são insolúveis em água. A solubilidade em água vai depender da polaridade da molécula.
  6. 6. Forma como os átomos numa molécula se orientam no espaço. A geometria de uma molécula pode afectar as propriedades físicas e químicas, como o ponto de fusão, ebulição, densidade, etc. O modelo mais simples é baseado na estruturas de Lewis: VSEPR (valence shell electron-pair repulsion)
  7. 7. Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela minimização das repulsões entre os pares de elétrons da camada de valência.
  8. 8. Repulsão par isolado- par isolado- par ligante- -par isolado -par ligante -par ligante
  9. 9. + _ + + + + _ _ _ _ Moléculas polares orientam os seus centros de carga na direção do campo elétrico aplicado. F2, O2, etc.. são moléculas apolares. HCl, NO, etc.. são moléculas polares
  10. 10. O momento dipolar é uma grandeza vectorial e é definido como o produto da carga, Q, pela distância, r, entre as cargas:  = Q r. 1 D = 3,336 10-30 C.m Molécula geometria (D) HF linear 1.92 HBr linear 1.08 H2O angular 1.87 NH3 piramidal 1.46 SO2 angular 1.60 CO2 linear 0
  11. 11.  É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula.  Dependendo dos átomos que a compõem.  As principais classificações são: linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.  Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.
  12. 12.  Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros.  Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química.
  13. 13.  HCl  HBr
  14. 14. CO2
  15. 15. H2O
  16. 16.  NH3
  17. 17.  Eletronegatividade é a tendência que o átomo de um determinado elemento apresenta para atrair elétrons, num contexto em que se acha ligado a outro átomo. F O N Cl B I S C P H Metais
  18. 18.  Ligação covalente polar ∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9  δ+ δ- H ─ Cl *Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com carga positiva.  Ligação covalente apolar ∆ = 2,1 – 2,1 = 0  H ─ H * Possuem a mesma eletronegatividade.
  19. 19.  Ligação iônica : Doação e recebimento de elétrons. (metais com não metais) ( 1, 2 e 3 com 5, 6 e 7)  Valores de ∆ acima de 2 indica ligação com caráter iônico.  KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 (IÔNICA)  NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (IÔNICA)
  20. 20.  Ligação Covalente: Compartilhamento de pares de elétrons. (Não metais)  Valores de ∆ abaixo de 1,5 indica ligação com caráter predominantemente covalente.  Cl2 ∆ = 3,0 – 3,0 = zero (COVALENTE APOLAR)  BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR)  ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (COVALENTE POLAR)  HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)
  21. 21.  A polaridade de uma molécula é verificada pelo valor do momento de dipolo  A polaridade de moléculas com mais de dois átomos é expressa por: (momento dipolo resultante).  H2 H─H geometria linear = zero Apolar  HF H ─F geometria linear ≠ 0 Polar  CO2 O═C ═ O geometria linear = 0 Apolar  HCN H ─ C≡N geometria linear ≠ 0 Polar
  22. 22.  Amônia(NH3) Polar  H2O Polar  CH4 Apolar  HCCl3 Polar
  23. 23. São interações que ocorrem entre moléculas que apresentem H ligados diretamente a F, O ou N. (EX: NH3 – H2O – F)
  24. 24.  Ligação covalente e de hidrogênio  Ligação de hidrogênio rompendo
  25. 25.  Força de atração entre dipolos, positivos e negativos.  Ex: HCl – HI – PCl3
  26. 26.  Ocorrem em todas as substâncias polares ou apolares  F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos

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