Ligações Químicas

Ligações Químicas
Ligações Interatômicas:
IÔNICA = metal + não-metal
COVALENTE = não-metais
METÁLICA = metais
Ligação iônica
• Transferência de elétrons de um átomo para outro
• Íons de cargas opostas
• Forças eletrostáticas
• Ligações fortes (600 – 1500 kJ/mol)
• NaCl, CsCl
Ligação covalente
• Os elétrons são compartilhados entre os átomos vizinhos,
produzindo uma sobreposição orbital
• Ligações fortes (500 – 1000 kJ/mol)
• Moléculas complexas
• Cl2, H2O, CH4, SiO44+
Ligação metálica
• Os elétrons de valência são compartilhados por todo sólido, não se
encontram ligados aos átomos e movem-se livremente pelo sólido
• Ligação forte na maioria dos metais (400 – 850 kJ/mol)
• Hg (68 kJ/mol)
• Elementos nativos (Au, Cu, Ag)
LIGAÇÃO IÔNICA
METAL
+
NÃO-METAL
C+x + A−y
se x = y → CA
forma cátion
forma ânion
se x ≠ y → CyAx
g.1 = +1
g.15 = -3
Exemplos:
g.2 = +2
g.16 = -2
Na+1O-2 → Na2O
g.13 = +3
g.17 = -1
Ca+2O-2 → CaO
Al+3O-2 → Al2O3
NaCl
LIGAÇÃO IÔNICA
Há transferência de elétrons entre o metal (dá) e o
não-metal (recebe).
Qual composto tem caráter iônico mais acentuado?
CsF
FeS
AlBr3
grupo 1 + grupo 17
Maior diferença de eletronegatividade = maior distância na tabela
LIGAÇÃO IÔNICA
Caráter metálico = facilidade em dar e
Eletronegatividade= fome por e
F
Cs
CsF
Maior diferença de eletronegatividade
Maior caráter iônico
LIGAÇÃO COVALENTE
Há compartilhamento de elétrons entre não-metais.
H
+
H
→
H2
+
Emparelhamento de elétrons
Representações
Fórmula de Lewis
H−H
H2
O
O=O
O2
N
N≡N
N2
H
H
Fórmula estrutural Fórmula molecular
O
N
Ligação Coordenada (dativa)
Só acontece quando um elemento já fez
todas as ligações comuns possíveis. Esse
elemento “empresta” um par de elétrons para o
outro elemento que ainda precisa receber
elétrons.
Fórmula Eletrônica
Fórmula Estrutural
LIGAÇÃO COVALENTE
Quando uma ligação covalente é APOLAR?
Quando se ligam átomos iguais.
Cl - Cl
O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos
α+ α-
H -Cl
Δ = 3,0 – 2,1 = 0,9
A ligação H – Cl é polar porque há
diferença de eletronegatividade
entre os elementos.
Caráter de uma ligação
Porcentagem de caráter iônico
Ligação
Covalente apolar
Covalente polar
Iônica
Fórmula
H2
HCl
NaCl
Cálculo do ΔE
ΔE = 0
ΔE = 3,0 - 2,1 = 0,9
ΔE = 3,0 - 0,9 = 2,1
100
75
50
25
Δ< 1,7
Predomina caráter
covalente
Δ > 1,7
Predomina caráter iônico
0
1,0
1,7
2,0
3,0
Diferença de eletronegatividade (Δ)
LIGAÇÃO COVALENTE
Quando uma molécula é APOLAR?
Quando é simétrica. A soma de todas as forças que atuam
sobre a molécula é igual a zero.
ELETRONEGATIVIDADE:
1,0
1,0
O=C=O
C : 2,5
O : 3,5
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
GEOMETRIA MOLECULAR
MOLÉCULA COM DOIS ÁTOMOS:
X2
XY
linear e apolar
linear e polar
H-H
H - Cl
GEOMETRIA MOLECULAR
MOLÉCULA COM TRÊS ÁTOMOS – XY2
LINEAR e APOLAR
CO2
ANGULAR e POLAR
SO2
H2O
• sem sobra de elétrons no
átomo central
• com sobra de elétrons no
átomo central
GEOMETRIA MOLECULAR
MOLÉCULA COM QUATRO ÁTOMOS – XY3
TRIGONAL e APOLAR
SO3
• sem sobra de elétrons no
átomo central
PIRAMIDAL e POLAR
NH3
• com sobra de elétrons no
átomo central
GEOMETRIA MOLECULAR
MOLÉCULA COM CINCO ÁTOMOS – XY4
GRUPO 14: compostos
de carbono.
TETRAÉDRICA e APOLAR
CASOS ESPECIAIS
1- 3 ou + elementos diferentes – independente da geometria, é
sempre polar.
EX: HCN
2- berílio – apesar de ser um metal alcalino-terroso, tem
eletronegatividade alta e faz ligação covalente. Sua molécula é
linear e apolar. Ex: BeH2
CASOS ESPECIAIS
3- boro – não segue a regra do
octeto pois tem 3 elétrons na última
camada. BH3 é molécula trigonal e
apolar.
4- ozônio – O3 é levemente
polar pois tem geometria
angular devido à sobra de
um par de e− no oxigênio
central.
CASOS ESPECIAIS
5- fósforo – pode formar dois haletos diferentes, com 3 ou 5
halogênios ligados a ele.
PCl3 – piramidal
PCl5 – bipiramidal trigonal
CASOS ESPECIAIS
6- enxofre – pode formar três haletos diferentes:
SCl2 – angular
SCl4 – gangorra
SCl6 – octaédrica
FORÇAS ATRATIVAS
As moléculas atraem-se mutuamente, em maior ou menor grau,
dependendo de sua polaridade.
FORÇAS DE VAN DER WAALS = Atração muito fraca entre
moléculas apolares ou fracamente polares.
Dividem-se em dois tipos:
dipolo-dipolo ou dipolo permanente = moléculas polares
dipolo induzido ou dipolo instantâneo = moléculas apolares.
FORÇAS ATRATIVAS
PONTE DE HIDROGÊNIO = Força de atração muito forte entre
moléculas muito polares, que possuem “H” ligado a “FON”(flúor,
oxigênio e nitrogênio). Ex: H2O, NH3, HF, álcoois, ácidos carboxílicos.
ÁGUA
Gelo – 6 a 6
Água líquida – 4 a 4
LIGAÇÃO METÁLICA
É uma ligação entre átomos de metais. Esses átomos liberam os
elétrons da última camada. Os íons positivos do metal formam um
arranjo cristalino que é envolvido pelos elétrons livres, que se
movimentam rapidamente, constituindo uma nuvem eletrônica.
As substâncias metálicas são sólidos de elevados ponto
de fusão e ebulição, exceção: mercúrio.
SOLUBILIDADE
Substâncias iônicas e covalentes polares só são solúveis em
substâncias que também sejam polares. “SEMELHANTE
DISSOLVE SEMELHANTE.”
UNIDADE ESTRUTURAL
COVALENTE MOLECULAR
moléculas
COVALENTE CRISTALINA
átomos
H 2O
IÔNICA
íons = cátions + ânions
METÁLICA
pseudocátions = cátions + e livres
PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO
COVALENTE MOLECULAR
COVALENTE CRISTALINA
•Podem ser sólidos, líquidos
ou gasosos.
•São sólidos.
•Tem MUITO altos PF e PE.
•Tem baixos PF e PE.
Ex: todos os compostos orgânicos,
ácidos e óxidos ácidos.
IÔNICA
Ex: diamante, grafite, quartzo.
METÁLICA
•São sólidos.
•São sólidos.
•Tem altos PF e PE.
•Tem altos PF e PE.
Ex: bases e sais
Ex: metais e ligas metálicas.
SOLUBILIDADE em ÁGUA
COVALENTE MOLECULAR
COVALENTE CRISTALINA
POLARES = solúveis
insolúveis
APOLARES = insolúveis
IÔNICA
solúveis
METÁLICA
insolúveis
Interação entre partículas
COVALENTE MOLECULAR
Atração entre moléculas:
COVALENTE CRISTALINA
Ligação covalente entre átomos.
•Forças de Van der Waals
•Ponte de hidrogênio
IÔNICA
Atração eletrostática entre
cátions e ânions.
METÁLICA
Atração eletrostática entre cátions e
ânions.
CONDUÇÃO ELÉTRICA
COVALENTE MOLECULAR
Não conduzem. Somente
ácidos em solução aquosa.
COVALENTE CRISTALINA
Não conduzem. Somente o
carbono grafite.
IÔNICA
METÁLICA
Conduzem quando:
Conduzem no estado
SÓLIDO.
•fundida
•em solução aquosa
+
=
sódio metálico = Na (s)
gás cloro = Cl2 (g)
METÁLICA
COVALENTE
MOLECULAR
cloreto de sódio =
NaCl (s)
IÔNICA