Ligacoes

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


Para ocorrer uma ligação química
é necessário que os átomos
percam ou ganhem elétrons, ou, então,
compartilhem seus elétrons
de sua última camada

O SÓDIO PERDEU + – O CLORO GANHOU
ELÉTRON Na Cl ELÉTRON

H H
OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS


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


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) 1s1 INSTÁVEL

He (Z = 2) 1s2 ESTÁVEL

F (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 INSTÁVEL

Ne (Z = 10) 1s2 2s2 2p6 ESTÁVEL

Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 INSTÁVEL


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


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 FAMÍLIA 2A PERDE +2
TERROSOS 2 ELÉTRONS

HALOGÊNIOS FAMÍLIA 7A GANHA –1
1 ELÉTRONS


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. X (Z = 13)
d) + 2.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
e) + 3.

ÚLTIMA PERDE
3 ELÉTRONS +3
CAMADA 3 ELÉTRONS


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


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

++ – –
Na
Na Cl
Cl

CLORETO DE SÓDIO


UMA REGRA PRÁTICA

Para compostos iônicos poderemos
usar na obtenção da fórmula final o
seguinte esquema geral

x y
C A


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.
X perde 3 elétrons X3+
c) X3Y.
d) X6Y3. Y ganha 2 elétrons Y 2–
e) XY.
3 2
X Y


02) O composto formado pela combinação do elemento X
(Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem
fórmula:
a) XY.
X (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
b) XY2.
c) X3Y. X perde 2 elétrons X 2+

d) XY3.
Y (Z = 9) 1s2 2s2 2p5
e) X2Y.
1–
Y ganha 1 elétron Y

2 1
X Y


A principal característica desta ligação é o
compartilhamento (formação de pares) de
elétrons entre os dois átomos ligantes

Os átomos que participam da ligação
Os pares de elétrons compartilhados são
covalente são
contados para os dois átomos ligantes
AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO


É quando cada um dos átomos ligantes
contribui com
um elétron para a formação do par


Consideremos, como primeiro exemplo, a união
entre dois átomos do
ELEMENTO HIDROGÊNIO (H)
para formar a molécula da substância
SIMPLES HIDROGÊNIO (H2)

H (Z = 1) 1s1

H H FÓRMULA ELETRÔNICA

H H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA

H H2 FÓRMULA MOLECULAR


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) 1s2 2s2 2p3

FÓRMULA ELETRÔNICA
N N
N N FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA

N2 FÓRMULA MOLECULAR

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) 1s2 2s2 2p4

H O H FÓRMULA ELETRÔNICA

O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
H H
H2O FÓRMULA MOLECULAR


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. Cl N Cl
c) NCl2 e molecular.
d) NCl3 e iônica.
e) NCl3 e molecular. Cl
N Cl 3
como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente)

N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3

Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5


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:
Pág.114
CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g) Ex. 02
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

Cl

O C
Cl Prof. Agamenon Roberto

03) Observe a estrutura genérica representada abaixo;

H O Pág.115
X
C O Ex. 02

H O
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


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


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

FÓRMULA ELETRÔNICA
S O
O

S O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA

O
FÓRMULA MOLECULAR
S O2


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. Pág.114
Ex. 03
a) 4 e 3.
b) 2 e 4.
O C O
c) 4 e 4.
d) 8 e 4.
e) 8 e 6. O S O


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 . X 5A

d) 6 A .
e) 7 A .


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

H Be H
O berílio ficou estável com 4 elétrons

F F F F
B B

F F

O boro ficou estável com 6 elétrons


Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons

F F
F F F F
S S
F F F F
F F

O enxofre ficou estável com 12 elétrons


Cl Cl Cl Cl
P P
Cl Cl Cl Cl
Cl Cl

O fósforo ficou estável com 10 elétrons


Átomo que fica estável com número impar de elétrons

O N O O N O

O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons
na camada de valência.


Compostos dos gases nobres

F F
F Xe F Xe
F F

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

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.


02) (PUC – RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros
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 H2O 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.


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:

Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES

O C O H O H

Se o átomo central “A”
Se o átomo central “A” não
possui um ou mais pares de
possui par de elétrons
elétrons disponíveis, a
disponíveis, a molécula é
molécula é
LINEAR
ANGULAR


Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL

F F
N
B Cl Cl
Cl
F
Se o átomo central “A” Se o átomo central “A”
não possui par de elétrons possui par de elétrons
disponíveis a geometria da disponíveis a geometria da
molécula será molécula será
TRIGONAL PLANA PIRAMIDAL

Estas moléculas terão uma geometria
TETRAÉDRICA

Cl

C
Cl Cl
Cl


BIPIRÂMIDE TRIGONAL

moléculas do PCl 5


OCTAÉDRICA

moléculas do SF6


01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas:

I : BeH2 - linear. Verdadeiro
II : CH4 - tetraédrica. Verdadeiro

III : H2O - linear. Falso

IV : BF3 - piramidal. Falso
V : NH3 - trigonal plana. Falso

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.

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.

Se o átomo central “A”
CH4 possui par de elétrons
N disponíveis a
H H
geometria da
Estas moléculas terão H molécula será
uma geometria
PIRAMIDAL
TETRAÉDRICA

d+ d-
H Cl
CLORO
é mais eletronegativo que o
HIDROGÊNIO


H H
Os dois átomos
possuem a mesma
ELETRONEGATIVIDADE


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.


O C O

A resultante das forças é nula
(forças de mesma intensidade, mesma direção
e sentidos opostos)

A molécula do CO2 é APOLAR

O A resultante das forças é
diferente de ZERO

H H
A molécula da água é
POLAR


01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares:
a) NaCl e CCl4.
b) HCl e N2.
CH4, CCl4, CO2, N2, O2, Cl2.
c) H2O e O2.
d) CH4 e Cl2.
CH4 2, O2 CO2 2 são substâncias SIMPLES,
N e CCl4 Cltem geometria LINEAR
e têm geometria TETRAÉDRICA
e) CO2 e HF.
com todos os são
portanto, ligantes
com todos os ligantes
do do carbono iguais, portanto, é
carbono iguais, portanto, são
APOLARES
APOLAR
APOLARES


02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente
de zero (molecular polar) é:

a) CS2.
b) CBr4. NH3 tem geometria
c) BCl3. piramidal, portanto, é POLAR
d) BeH2.
e) NH3.

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?

S C S H Br N N

moléculas moléculas moléculas
LINEARES DIATÔMICAS DIATÔMICAS
CH4
com ligantes com ligantes com ligantes
Molécula
tetraédrica que iguais são diferentes são iguais são
são APOLARES POLARES APOLARES
APOLARES

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


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

+ – + – + –

– + – + – +

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

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

H F H F

F H F H


O
H H H
H
O
O
H
H

O
H H H
O H
O
H
H

As pontes de hidrogênio são mais intensas que

as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que

as interações dipolo – dipolo induzido

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.


02) (UCDB-DF) O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente
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.
I
“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por.................................
PONTES DE HIDROGÊNIO

No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por
II
FORÇAS DE VAN DER WAALS
...................................... . Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível
prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura
MAIOR
III
................ do que a do gelo seco.”
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.


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