2 - Leila da Gama
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Ligações Químicas Ligações Interatômicas: IÔNICA = metal + não-metal COVALENTE = não-metais METÁLICA = metais LIGAÇÃO IÔNICA METAL + NÃO-METAL C+x + Ay 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 A ligação iônica é formada por um agregado de íons. Esses íons são divididos em: cátion - íon positivo, átomo que perdeu elétrons. ânion - íon negativo, átomo que ganhou elétrons. GRUPO NA T.P. e ÚLTIMA CAMADA TENDÊNCIA CARGA (valência) 1 2 13 14 15 16 17 18 1e 2e 3e 4e 5e 6e 7e 8e perder 1e perder 2e perder 3e só compartilha ganhar 3e ganhar 2e ganhar 1e nenhuma +1 +2 +3 X -3 -2 -1 X NaCl 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 HH H2 O OO O2 N NN N2 H H Fórmula estrutural Fórmula molecular O N LIGAÇÃO COVALENTE Quando uma ligação covalente é APOLAR? Quando se ligam átomos iguais. Cl - Cl O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos + - H -Cl = 3,0 – 2,1 = 0,9 A ligação H – Cl é polar porque há diferença de eletronegatividade entre os elementos. MOLÉCULA 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 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 H2 O 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 Sem sobra de elétrons no átomo central. TETRAÉDRICA e APOLAR CF4 GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM CINCO ÁTOMOS – XY4 Com sobra de um par de elétrons no átomo central. GANGORRA e POLAR SF4 .. GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM CINCO ÁTOMOS – XY4 Com sobra de dois pares de elétrons no átomo central. QUADRADA e APOLAR XeF4 GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM SEIS ÁTOMOS – XY5 Sem sobra de elétrons no átomo central. BIPIRÂMIDE TRIGONAL e APOLAR PCl5 GEOMETRIA MOLECULAR MOLÉCULA COM SETE ÁTOMOS – XY6 Sem sobra de elétrons no átomo central. OCTAÉDRICA e APOLAR SCl6 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. 5- ÁGUA Gelo – 6 a 6 Água líquida – 4 a 4 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. 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. 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 elétrons. 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
