Ligação iônica
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Química Geral Moléculas; Compostos moleculares e iônicos; Fórmulas moleculares e mínima; Ligações químicas. Prof. Geraldo Lopes Crossetti Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 1 Moléculas Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si. Cada molécula tem uma fórmula química. A fórmula química indica quais átomos são encontrados na molécula em qual proporção eles são encontrados. Compostos formados a compostos moleculares. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti partir de moléculas 05/04/2017 são 2 Moléculas As moléculas que contêm dois átomos ligados entre si são chamadas moléculas diatômicas. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 3 Fórmulas moleculares Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula. Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e C2H4. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 4 Fórmulas mínimas Fornecem os números e tipos relativos de átomos em uma molécula. Isto é, elas fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula. Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, HO, CH2. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 5 Fórmula estrutural: desenhando as moléculas As moléculas ocupam um espaço tridimensional. No entanto, normalmente as representamos em duas dimensões. A fórmula estrutural fornece a conectividade entre átomos individuais na molécula. A fórmula estrutural pode ou não ser usada para se mostrar a forma tridimensional da molécula. Se a fórmula estrutural mostra a forma da molécula, então usa-se o desenho em perspectiva: o modelo de bola e palito ou o modelo de preenchimento do espaço. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 6 Fórmula estrutural Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 7 Compostos iônicos Grande parte da química envolve a transferência de elétrons entre átomos. Exemplo: Para formar o NaCl, o átomo de sódio neutro, Na, deve perder um elétron para se transformar em um cátion: Na+. O elétron não pode ser totalmente perdido, dessa forma ele é transferido para um átomo de cloro, Cl, que então se transforma em um ânion: o Cl-. Os íons Na+ e Cl- ligam-se para formar o cloreto de sódio (NaCl), mais conhecido como sal de cozinha. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 8 Compostos iônicos Importante: observe que não existem moléculas de NaCl facilmente identificáveis na rede iônica. Portanto, não podemos usar formulas moleculares para descrevermos substâncias iônicas. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 9 Compostos iônicos Considere a formação de um composto que contém Mg2+ e N3- : O Mg perde dois elétrons para se transformar em um Mg2+; O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar em N3-; Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e ganhos deve ser igual. No entanto, o Mg só pode perder elétrons de dois em dois, e o N só pode receber elétrons de três em três. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 10 Compostos iônicos O Mg precisa perder 6 elétrons (2 x 3) e o N precisa ganhar esses 6 elétrons (3 x 2). 3 átomos de Mg precisam formar 3 íons Mg2+ (totalizando 3 x 2+ cargas), e 2 átomos de N precisam formar 2 íons N3(totalizando 2 x 3- cargas). Portanto, a fórmula é Mg3N2. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 11 Definições Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Unem átomos para formar moléculas ou sólidos Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 12 Ligações químicas Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 13 Representação de Lewis Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons de valência em torno do símbolo do elemento. O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 14 Representação de Lewis Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 15 Regra do octeto Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. Elementos de transição e alguns elementos representativos usam os elétrons (n-1)d em ligações. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 16 Desenhando as estruturas de Lewis Moléculas Some os elétrons de valência de todos os átomos. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 17 Desenhando as estruturas de Lewis É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos. Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal. A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 18 Desenhando as estruturas de Lewis Para calcular a carga formal: Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação. Carga formal= V- (L + ½S) V= número de elétrons de valência no átomo livre L= número de elétrons nos pares isolados S= número de elétrons compartilhados Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 19 Desenhando as estruturas de Lewis Quando há mais de uma possibilidade, a estrutura mais estável tem: a carga formal mais baixa em cada átomo, a carga formal eletronegativos. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti mais negativa nos 05/04/2017 átomos mais 20 Ligações químicas Força atrativa: depende do tipo de ligação; Força repulsiva: sobreposição das nuvens eletrônicas Estado de equilíbrio: quando as duas forças se anulam. A formação de uma ligação química diminui a energia potencial do sistema. A energia de ligação (E0) é a energia mínima necessária para separar esses dois átomos até uma distância de separação infinita. Em um material, cada átomo terá uma energia (E0) associada a ele. Materiais com alta (E0) têm alto ponto de fusão. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 21 Ligações químicas Ligações primárias ou intramoleculares ligação iônica ligação covalente ligação metálica Ligações secundárias ou intermoleculares Íon - dipolo dipolo - dipolo London (dipolo induzido - dipolo induzido) Ligação de hidrogênio Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 22 Ligação iônica Força eletrostática: atração entre íons de cargas opostas. Considere a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = -410,9 kJ Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 23 Ligação iônica De forma geral: Metais- Baixa energia de ionização- perdem elétrons para formar cátions. Não-metais- valor de afinidade eletrônica negativo- ganham elétrons para formar ânions. Cátions e ânions- cargas opostas- atração eletrostática Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti Ex: Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(g) 05/04/2017 24 Ligação iônica A reação é violentamente exotérmica. Por isto inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por quê? O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl-. Eletronegatividade Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar. Isto é, tanto o Na+ como o Clocteto de elétrons circundando o íon central. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 têm um 25 Ligação iônica O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-. Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+. Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D. Os íons são empacotados o mais próximo possível. Não há uma fórmula molecular para descrever a rede iônica. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 26 Ligação iônica Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 27 Ligação iônica A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica: Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ΔH = -788 kJ/mol Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 28 Ligação iônica A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: Q1Q2 El d F k Q1.Q2 e E F .d 2 d k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros. A energia de rede aumenta à medida que: As cargas nos íons aumentam A distância entre os íons diminui Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 29 Ligação iônica Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 30 Ligação iônica Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d). As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, SO42-, NO3-. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 31 Ligação covalente Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. Átomos compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octeto. Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 32 Ligação covalente Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 33 Ligação covalente Estruturas de Lewis As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Cl Cl + Cl Cl Cl Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha: Cl H F Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti H O H H N H H 05/04/2017 H H C H H 34 Ligação covalente É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). H H O O N N Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 35 Ligação covalente coordenada Uma ligação covalente onde cada átomo ligado contribui com um elétron do par compartilhado, é denominada ligação covalente normal Ex: NH3 No íon amônio (NH4+) um dos átomos de H está ligado ao N por um par de elétrons proveniente do átomo de N- Ligação covalente coordenada Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 36 Ligação covalente Polaridade da ligação O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 37 Ligação covalente Eletronegatividade e polaridade de ligação A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons). Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 38 Ligação covalente Eletronegatividade e polaridade de ligação Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ+ e o polo negativo por δ-. 4,0 – 4,0 = 0,0 Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 4,0 – 2,1 = 1,9 05/04/2017 4,0 – 1,0 = 3,0 39 Ligação covalente Momento de dipolo - μ Considere HF: A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. Há mais densidade eletrônica no F do que no H. Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o HF de um dipolo. O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo: Qr onde Q é a grandeza das cargas e r a distância entre elas. Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 40 Estruturas de ressonância Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis. Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos. Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). O O Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 O 41 Estruturas de ressonância Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 42 Estruturas de ressonância As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 43 Estruturas de ressonância O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio. Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C. A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento. Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 44 Estruturas de ressonância Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel: O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro). Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 45 Exceções à regra do octeto Existem três classes de exceções à regra do octeto: moléculas com número ímpar de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 46 Exceções à regra do octeto Número ímpar de elétrons Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. N O N O Deficiência em elétrons Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos de Be e B. O exemplo típico é o BF3. As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 47 Exceções à regra do octeto Expansão do octeto Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais que um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 48 Configuração eletrônica Diagrama Aufbau Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 49 Ligação metálica Propriedades físicas dos metais Importantes propriedades físicas dos metais puros: maleáveis, dúcteis, bons condutores e frios ao tato. A maioria dos metais é sólido com átomos em um empacotamento denso. No Cobre, cada átomo está rodeado por 12 vizinhos. Não existem elétrons suficientes para que os átomos metálicos estejam ligados covalentemente entre si. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 50 Ligação metálica Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica Os elétrons de valência não se encontram ligados a qualquer átomo em particular no sólido, pertencem ao metal como um todo, e estão mais ou menos livres para se movimentar por todo o material. Formam um "mar de elétrons" ou "nuvem de elétrons". Os outros elétrons (não de valência), juntamente com os núcleos, formam os núcleos iônicos que possuem carga líquida positiva que neutralizam os elétrons livres. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 51 Ligação metálica Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica Como os elétrons livres e o núcleos iônicos se neutralizam, mutuamente, as forças de repulsão não ocorrem; Apresenta caráter não direcional, assim como a ligação iônica; Propriedades como a condutividade térmica e elétrica e a fratura dúctil podem ser explicadas por este modelo de ligação. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 52 Ligação metálica Problemas com o modelo do mar de elétrons: À medida que o número de elétrons aumenta, a força da ligação deveria aumentar e o ponto de fusão deveria aumentar. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 53 Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais A ligação deslocalizada requer que os orbitais atômicos em um átomo interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos. Exemplo: os elétrons da grafita estão deslocalizados sobre um plano inteiro, as moléculas de benzeno têm elétrons deslocalizados sobre um anel. Lembre-se: o número de orbitais moleculares é igual ao número de orbitais atômicos. Nos metais há um número muito grande de orbitais. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 54 Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais À medida que o número de orbitais aumenta, seu espaçamento de energia diminui e eles se ligam. O número de elétrons não preenche completamente a banda de orbitais. Consequentemente, os elétrons podem ser promovidos para bandas de energia desocupadas. Uma vez que as diferenças de energia entre os orbitais são pequenas, a promoção de elétrons ocorre com um pequeno gasto de energia. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 55 Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 56 Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais Ao movermos ao longo da série de metais de transição, a banda antiligante começa a ficar preenchida. Desta forma, a primeira metade da série de metais de transição tem apenas interações ligante-ligante, a segunda metade tem interações ligante-antiligante. Espera-se que o meio da série de metais de transição tenha os pontos de fusão mais altos. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 57 Ligações intermoleculares A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força intramolecular. A atração entre moléculas é uma força intermolecular. Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1 para o HCl). Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes). Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 58 Ligações intermoleculares Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 59 Ligações intermoleculares Também chamadas de forças de van der Waals. Essas ligações, embora fracas, alteram propriedades como ponto de fusão e de ebulição em materiais onde atuam. Elétrons não são doados nem compartilhados. A ligação é gerada por assimetrias na distribuição de cargas no átomo que criam dipolos. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 60 Ligações intermoleculares Forças Íon - Dipolo A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, solução de sal em água). A mais forte de todas as forças intermoleculares. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 61 Ligações intermoleculares Forças Dipolo - Dipolo As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras. Mais fracas do que as forças íon-dipolo. Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as moléculas se movimentam. Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 62 Ligações intermoleculares Forças Dipolo - Dipolo Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 63 Ligações intermoleculares Forças Dipolo - Dipolo Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 64 Ligações intermoleculares Forças de dispersão de London A mais fraca de todas as forças intermoleculares. É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem. O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula adjacente (ou átomo). Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas. Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo ou induzido). Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 65 Ligações intermoleculares Forças de dispersão de London Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma molécula (ou átomo) adjacente. As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de dispersão de London. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 66 Ligações intermoleculares Forças de dispersão de London Polarizabilidade: facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de elétrons) mais polarizável ela é. As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta. Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas. As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 67 Ligações intermoleculares Forças de dispersão de London Quanto maior for a área de superfície disponível para contato, maiores são as forças de dispersão. As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são menores do que entre as moléculas com formato de cilíndricas. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 68 Ligações intermoleculares Ligação de hidrogênio Caso especial de forças dipolo-dipolo. A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos. H ligado a um elemento eletronegativo (mais importante para compostos de F, O e N). Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontramse muito mais próximos do X do que do H. H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H δ+ apresenta um próton quase descoberto. Consequentemente, as ligações de H são fortes. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 69 Ligações intermoleculares Ligação de hidrogênio Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 70 Ligações intermoleculares Ligação de hidrogênio Flutuação do gelo Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos; Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos. O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a ligação H, consequentemente, o gelo é menos denso do que a água. Na água, o comprimento da ligação H-O é 1,0 Å. O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å. O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto. Cada + H aponta no sentido de um par solitário no O. Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 71 Ligações intermoleculares Ligação de hidrogênio Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 72 Ligações intermoleculares Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 73 Ligações secundárias Química - Prof. Geraldo Lopes Crossetti 05/04/2017 74
