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ÁGUA AMÔNIA
Prof. Agamenon Roberto
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
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
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
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
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
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
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
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
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
UMA REGRA PRÁTICA
Para compostos iônicos
poderemos usar na obtenção da
fórmula final o seguinte
esquema geral
C A
x y
Prof. Agamenon Roberto
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
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
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
É quando cada um dos átomos ligantes
contribui com
um elétron para a formação do par
Prof. Agamenon Roberto
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
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
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
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
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
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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
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
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
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
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
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
O boro ficou estável com 6 elétrons
na camada de valência
B
F
F
F
B
F
F
F
Prof. Agamenon Roberto
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
P
Cl
Cl
Cl
ClCl
P
Cl
Cl
Cl
ClCl
O fósforo ficou estável com 10 elétrons
na camada de valência
Prof. Agamenon Roberto
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
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
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
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
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
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
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
C
Cl
Cl
Cl
Cl
Estas moléculas terão uma geometria
TETRAÉDRICA
Prof. Agamenon Roberto
moléculas do PCl 5
Estas moléculas terão uma geometria
BIPIRÂMIDE TRIGONAL
Prof. Agamenon Roberto
moléculas do SF6
Estas moléculas terão uma geometria
OCTAÉDRICA
Prof. Agamenon Roberto
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
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
ClH
CLORO
é mais eletronegativo que o
HIDROGÊNIO
d+ d-
Prof. Agamenon Roberto
HH
Os dois átomos
possuem a mesma
ELETRONEGATIVIDADE
Prof. Agamenon Roberto
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
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
O
H H
A resultante das forças é
diferente de ZERO
A molécula da água é
POLAR
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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
) (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
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
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
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
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
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
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
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
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
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
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  • 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação do par Prof. Agamenon Roberto
  • 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência B F F F B F F F Prof. Agamenon Roberto
  • 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. C Cl Cl Cl Cl Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA Prof. Agamenon Roberto
  • 38. moléculas do PCl 5 Estas moléculas terão uma geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL Prof. Agamenon Roberto
  • 39. moléculas do SF6 Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA Prof. Agamenon Roberto
  • 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. 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. ClH CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO d+ d- Prof. Agamenon Roberto
  • 43. HH Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE Prof. Agamenon Roberto
  • 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. 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. O H H A resultante das forças é diferente de ZERO A molécula da água é POLAR Prof. Agamenon Roberto
  • 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. ) (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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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