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Ligacoes quimicas geometria

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  1. 1. LIGAÇÕES QUÍMICAS  Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Menos estáveis Átomos Energia isolados Mais estáveis Átomos ligados
  2. 2. Definições  Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade.  Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo, ganhando ou compartilhando elétrons.  Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.
  3. 3. Regra do Octeto  Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns2 np6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos.
  4. 4. Regra do Dueto  Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. Configuração Geral: ns2 ↑↓ Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.
  5. 5. TIPOS DE LIGAÇÃO  IÔNICA ou ELETROVALENTE  COVALENTE ou MOLECULAR: - Normal - Dativa  INTERMOLECULAR  METÁLICA
  6. 6. LIGAÇÃO IÔNICA  Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl. Na (Z = 11) → 1s2 2s2, 2p6 3s1 Cl ( Z = 17) → 1s2 2s2, 2p6 3s2, 3p5 Na Cl Na+ Cl-
  7. 7. Ligação Iônica A energia requerida para a formação de ligações iônicas é fornecida pela atração coulômbica entre os íons de cargas opostas num retículo cristalino. Estes íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outros elementos.
  8. 8. Ligação Iônica Ligação Iônica: É o resultado da atração eletrostática de íons com cargas opostas. Ex: NaCl = cloreto de sódio AgCl = cloreto de prata MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio LiH = hidreto de lítio MgCl2 = cloreto de magnésio AlF3 = fluoreto de lítio Al2S3 = sulfeto de alumínio
  9. 9. Ligação Iônica Configuração dos Átomos: Na Cl
  10. 10. Ligação Iônica Transferência do elétron: Na Cl
  11. 11. Ligação Iônica Formação dos íons: Na+ Cl-
  12. 12. Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-
  13. 13. Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl-
  14. 14. Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:
  15. 15. Retículos Cristalinos: Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions empacotados em um arranjo regular. - Cl Na + Cl- Na+ Na+ Cl- Na+ Cl-
  16. 16. LIGAÇÃO IÔNICA  Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com ≠ de eletronegatividade > 1,7.
  17. 17. Eletropositivos Al Al+3 + 3e- Metais: Perdem elétrons → Viram Cátions(+) Eletronegativos Ametais: Ganham elétrons S + 2e- → S-2 Viram Ânions(-)
  18. 18. Fórmulas Iônicas X O Al+3 O-2 Al x x O Al2O3 X Al x x O Fórmula-íon Fórmula de Lewis ou Eletrônica
  19. 19. Ligações dos Grupos - A Grupo Carga Grupo Carga 1 +1 15 -3 2 +2 16 -2 13 +3 17 -1 Exemplos: a) K+Cl- → KCl c) Al+3S-2 → Al2S3 b) Ca+2I-1 → CaI2 d) Fe+3O-2 → Fe2O3
  20. 20. Características de compostos Iônicos: • São sólidos nas condições ambientes; Cl- Na+ • São duros e quebradiços; Na+ Cl- Na+ Cl- • Possuem altos P.F. e P.E.; Cl- Na+ • Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ; • Formam retículos cristalinos.
  21. 21. Exercícios de fixação: 1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que: a) O potencial de ionização dos átomos participantes tenha valores próximos. b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores próximos. c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes. d) Os elétrons de ligação sejam de orbitais s. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas. 2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula:
  22. 22. Exercícios de fixação: 3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio, apresentam as propriedades: a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão. b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. c) Sólidos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão. e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão.
  23. 23. Faça as ligações das substâncias abaixo: NaCl = cloreto de sódio AgCl = cloreto de prata MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio LiH = hidreto de lítio MgCl2 = cloreto de magnésio AlF3 = fluoreto de lítio Al2S3 = sulfeto de alumínio
  24. 24. LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR  Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade. Tipos de Ligações Covalentes: - Covalente Normal. - Covalente Dativa.
  25. 25. LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR) Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a ≠ de eletronegatividade < 1,7.
  26. 26. Ligação Covalente Normal  Definição: o par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante. Exemplo: formação do cloro – Cl2. Cl ( Z = 17) → 1s2 2s2, 2p6 3s2, 3p5 F2, Br2 e I2 Cl Cl Cl2 ou Cl - Cl Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
  27. 27. Ligação Covalente Normal Configuração dos Átomos:
  28. 28. Ligação Covalente Normal Atração Quântica:
  29. 29. Ligação Covalente Normal Atração Quântica:
  30. 30. Ligação Covalente Normal Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular: Cl Cl
  31. 31. Exemplos de Ligações Covalentes Normais O O O2 ou O = O N N N2 ou N ≡ N H O H H2O ou H - O - H H Cl HCl ou H - Cl
  32. 32. Ligação Covalente Dativa ou Coordenada  Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes normais possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO2. O S O + O S O S=O + O → S=O O
  33. 33. NÚMERO DE VALÊNCIA  Definição: número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar.  Valências dos grupos A GRUPOS 4A 5A 6A 7A Fórmula de Lewis E E E E N° de Valências 4 3 2 1 simples N° de Valências 0 1 2 3 dativas Hidrogênio - H 1 covalente normal
  34. 34. Moléculas do Tipo HxEOy Ácidos Oxigenados  Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio. Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4 O O H O S O H H-O-S-O-H O O
  35. 35. LIGAÇÕES SÍGMA (σ ) E PI (π )
  36. 36. Orbitais moleculares σ e π A B Um mesmo átomo pode σ fazer até 4 ligações covalentes comuns mas, entre dois átomos, o número máximo de σ ligas covalentes comuns é 3. Dependendo da quantidade de ligações e dos orbitais em que AπB estas se formam, podemos π representá-las por σ ou π . A πB σ
  37. 37. Características de Compostos Moleculares • São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente); • Possuem baixos P.F. e P.E.; • Não conduzem corrente elétrica (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ; • São formados por moléculas.
  38. 38. Exercícios de fixação: Página 58 1. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos apenas ligações covalentes: I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4 a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV 2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período, pode ser representado por: ↓ ↑ a) – Cl → b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl – ↓ ↓ ↓
  39. 39. Exercícios de fixação: 3.Uma certa molécula linear é formado por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula: a) 4 ligações σ d) 3 ligações σ e 1 ligaçãoπ b) 4 ligações π e) 2 ligações σ e 2 ligações π c) 1 ligação σ e 3 ligações π 4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? F | P | | | a) P ≡ F b) P – F≡ P c) F – F ≡ P d) F – P – F e) P – F – P
  40. 40. GEOMETRIA MOLECULAR DEPENDE:  Disposição espacial dos núcleos dos átomos.  Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos. Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear.
  41. 41. Nuvens Eletrônicas Quando se tratar de moléculas com três ou mais átomos, considera-se uma nuvem eletrônica para os casos:  Ligação covalente simples  Ligação covalente dupla  Ligação covalente tripla  Par de elétrons não ligante
  42. 42. Formas Geométricas  ÁTOMOS HIBRIDIZADOS: 1) sp → linear (ex: BeH2, CO2, etc.) 2) sp2 → trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.) 3) sp3 → tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.)  ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS: 1) 2 átomos → linear (ex: H2, HCl, etc.) 2) 3 átomos → angular (ex: H2O, SO2, etc.) 3) 4 átomos → piramidal (ex: PH3, NH3, etc.)
  43. 43. GEOMETRIA 1 - Moléculas diatômicas = são sempre lineares Ex= H2, Cl2, HCl, HBr...... 2- Moléculas poliatômicas A geometria é determinada pelo número de pares de elétrons em torno do átomo central.
  44. 44. Dois pares ligantes – Linear (1800) Ex= CO2, CS2.... :Ö = C = Ö: Três pares Todos ligantes – Trigonal plana (120 0) Ex = SO3, BF3.
  45. 45. - Dois ligantes e um não ligante – Angular plana (~1050) Ex = SO2 Quatro pares -Todos ligantes – Tetraédrica (109028’) Ex = CH4
  46. 46. - Três ligantes e um não ligante – Piramidal (~107 0) Ex = NH3 - Quatro ligantes e dois não ligante – Quadrado Planar Ex = ICL4
  47. 47. Cinco pares ligantes – Bipirâmide trigonal Ex = PCl5 Quatro Ligações E Um Par Eletrônico Livre - Gangora Ex = SF4
  48. 48. Três pares ligantes e Dois Não Ligantes – Forma T Ex = ClF3 Seis pares ligantes – Bipiramide Tetraédrica “Base Quadrada” ou Octaédrica Ex = SF6
  49. 49. - Cinco ligantes e Um não ligante – Pirâmide Quadrada Ex = FCL5 - Sete ligantes e Zero não ligante – Bipirâmide Pentagonal Ex = FB7
  50. 50. GEOMETRIAS MOLECULA
  51. 51. Exercícios de fixação: Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo: • SCl2 • BF3 • HCl • O3 • PH3 • CO2 • P4 • SiH4
  52. 52. POLARIDADE DAS LIGAÇÕES  Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da ligação – pólos.  Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação. _ +
  53. 53. Polaridade das Ligações  Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Classificação: - Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma. - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma.
  54. 54. Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar: H H H2 → Ligação covalente polar: δ+ δ- H Cl HCl →
  55. 55. 1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex.: H2, O2, N2 H H O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos
  56. 56. 2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). α+ α- A ligação forma H Cl um dipolo elétrico
  57. 57. Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização. F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H > metais A cada ligação covalente polar corresponde um dipolo elétrico.Serão tantos dipolos, quantas forem as ligações polares. µ
  58. 58. As ligações polares e os dipolos formados serão tanto maiores, quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes. Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I H2O > H2S Representação do dipolo = vetor momento dipolar → µ
  59. 59. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS  Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular.  Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo. Ex: H → Cl µ  Momento dipolar resultante (µ r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
  60. 60. Polaridade das Moléculas  Molécula apolar: momento dipolar (µ r) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO2. O=C=O ⇒ O← Cµ O → ⇒ µ r = Zero µ  Molécula polar: momento dipolar (µ r) ≠ zero. Ex: molécula da água – H2O. O ⇒ O ⇒ µ r ≠ Zero (polar) H H H H
  61. 61. Exercícios de fixação: 1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar. 2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S 8) é: a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3
  62. 62. LIGAÇÕES INTERMOLECULARES  DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido.  Tipos de ligações intermoleculares: 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares. 2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N. 3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares.
  63. 63. Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE  Dois fatores influem nos PF e PE: 1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância. Ordem crescente da intensidade de interação: Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.
  64. 64. Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE  Exemplos: PE PE SnH4 100 H2O GeH4 SeH4 0 H2Te H2S H2Se CH4 - 100 Tamanho da molécula Tamanho da molécula
  65. 65. LIGAÇÃO METÁLICA  Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência. Retículo Cristalino
  66. 66. Características dos Metais  Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).  Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al.  Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.  PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.  Bons condutores de eletricidade e calor. maior Au condutividade elétrica, seguida do Ag, Cu e Al.  Maleabilidade e ductibilidade.
  67. 67. Ligas Metálicas  Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos: - Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd) - Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu) - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu) - Bronze ( Cu e Sn) - Latão (Cu e Zn)
  68. 68. Exercícios de fixação: 1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O 2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH 3OH) é: a) b) c) d) e) H H C O OH H 3OH O CH 3 C H OH H H CH 3 H OH- CH3OH OH O CH 3 CH+3 C O H CH+3 H CH 3 H H CH 3 OH- OH CH CH OH OH OH 3 CH 3 3 3 CH CH 3OH CH3OH CH3OH CH3OH CH3OH CH3OH
  69. 69. Exercícios de fixação: 3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é: a) CCl4 b) SiCl4 c) GeCl4 d) SnCl4 e) PbCl4
  70. 70. 4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que há no ferro e no sal que explicam tal comportamento? Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que ohidrogênio passa a ser hélio? Por quê? O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al 3+? Por quê? 5. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M 2S3. A fórmula de seu cloreto será: 6. Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E e D e a natureza da ligação entre eles. 7. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor formam o composto iônico de fórmula: 8. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelo elementos é:
  71. 71. 9. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2, respectivamente? 10. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl) possui: 11. Dadas as moléculas: HCl. H2O NH3. BF3. CH4. Quais são polares: 12. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de: NH3?
  72. 72. 13. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato? 14. A congelação da água na superfície dos lagos em países frios ocorre pela: a) ruptura de ligações intermoleculares. b) Ruptura de ligações intramoleculares. c) Formação de ligações intermoleculares. d) Formação de ligações intramoleculares. e) Formação de ligação inter e intramoleculares. 15.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações:

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