Ligações químicas (3)

Professoras Cristina Ferraz, Jane
Moreira e Rosecler Machado
1
Ligações
Químicas

2
Ligações
- Poucos elementos encontram-se naturalmente no estado
atômico, geralmente os átomos dos elementos se ligam
entre si.
K L M N
Hélio 2
Neônio 2 8
Argônio 2 8 8
Criptônio 2 8 18 8
- Configuração estável: com 2 elétrons na camada K, ou
com 8 elétrons na última camada.

3
Ligação Iônica
A energia requerida para a formação
de ligações iônicas é fornecida pela
atração coulômbica entre os íons de
cargas opostas num retículo cristalino.
Estes íons formam-se pela
transferência de elétrons dos átomos
de um elemento para os átomos de
outros elementos.

4
A configuração estável pode ser obtida de
duas maneiras:
Ligação Iônica: É o resultado da atração
eletrostática de íons com cargas opostas.
Ex:
NaCl = cloreto de sódio AgCl = cloreto de prata
MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio
LiH = hidreto de lítio
MgCl2 = cloreto de magnésio
AlF3 = fluoreto de lítio
Al2S3 = sulfeto de alumínio
Faça as ligações das substâncias acima:

5
Retículos Cristalinos:
 Um sólido iônico é um conjunto de
cátions e ânions empacotados em um
arranjo regular.
Cl- Na+
Na+ Cl-
Cl- Na+
Na+ Cl-

6
Cl- Na+
Na+ Cl-
Cl- Na+
Na+ Cl-
Cl
Na+
Na+
Cl-
Cl- Na+
Na+ Cl-
Cl- Na+
Na+ Cl-
Cl
Na+
Na+
Cl-

7
Ocorre geralmente entre METAIS e
AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7.
LIGAÇÃO IÔNICA

8
Metais:
Eletropositivos
Perdem elétrons
Viram Cátions(+)
Ametais:
Eletronegativos
Ganham elétrons
Viram Ânions(-)
Al Al+3 + 3e-

S + 2e- S-2

9
Fórmulas Iônicas
Al
X
x
x
Al
X
x
x
Al2O3
Al+3 O-2
O
O
O
Fórmula-íon
Fórmula de Lewis
ou Eletrônica

10
Características de compostos Iônicos:
• São sólidos nas condições ambientes;
• São duros e quebradiços;
• Possuem altos P.F. e P.E.;
• Conduzem corrente elétrica quando
fundidos ou em solução aquosa (não conduzem
corrente elétrica no estado sólido ) ;
• Formam retículos cristalinos.
Na
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-

11
Ligação Covalente
 Lewis propôs que uma ligação covalente é um
par de elétrons compartilhado por 2 átomos.
Ex:
H H = H2 Cl Cl = Cl2
O = O2O
“Os elementos não metálicos formam
ligações covalentes entre si pelo
compartilhamento de elétrons”.

12
Ocorre geralmente entre AMETAIS e
HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a
 de eletronegatividade < 1,7.
LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)

13
Ligações covalentes normais
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular
H
H
OO
NN
H  H
O  O
N  N
H2
N2
O2
Lig. Covalente Simples
Lig. Covalente Dupla
Lig. Covalente Tripla
1 sigma
1 sigma + 1 pi
1 sigma + 2 pi

14
1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre
átomos iguais. Dessa forma, os átomos
possuem mesma eletronegatividade e atraem,
conseqüentemente, o par eletrônico
compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
H H
O par eletrônico é eqüidistante
aos dois núcleos

15
2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos
diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior
eletronegatividade atrai o par eletrônico
compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro
pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da
ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
H Cl +  -

16
Ligação Coordenada (DATIVA)
Só acontece quando um elemento (que
não pode ser metal) já fez todas as
ligações comuns possíveis (valência). Esse
elemento “empresta” um par de elétrons
para o outro elemento que ainda precisa
receber elétrons.
Exemplo:
SO2
SO O
Não podem mais
fazer ligação
comum.
Ainda não está
completo
Ligação dativa
S
OO

17
A B
Orbitais moleculares
 e 
A B
A B
Um mesmo átomo pode
fazer até 4 ligações covalentes
comuns mas, entre dois
átomos, o número máximo de
ligas covalentes comuns é 3.
Dependendo da quantidade de
ligações e dos orbitais em que
estas se formam, podemos
representá-las por  ou  .







18
Características de Compostos
Moleculares:
• São, em geral, líquidos ou gasosos nas
condições ambientes (se sólidos, fundem-se
facilmente);
• Possuem baixos P.F. e P.E.;
• Não conduzem corrente elétrica (exceção
para Ácidos, em solução aquosa e Carbono
Grafite) ;
• São formados por moléculas.

19
H H
X2
Ex.: H2, N2, O2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
Moléculas Diatômicas
GEOMETRIA MOLECULAR

20
XY
Ex.: HBr, HCl, HF
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
H Cl
Moléculas Diatômicas

21
XY2
Ex.: CO2, CS2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
C OO
Moléculas
Poliatômicas

22
Ex.: SO2
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
XY2 e
Moléculas
Poliatômicas
S
O O

23
Ex.: H2O, H2S
Geometria: Angular
Ângulo: 105°
XY22e
Moléculas
Poliatômicas
O
H H

24
XY3
Ex.: BF3, BH3
Geometria: Trigonal
Plana
Ângulo: 120°
H
H
H
B
Moléculas
Poliatômicas

25
Ex.: NH3, PH3
Geometria: Piramidal
Ângulo: 107°
XY3 e
Moléculas
Poliatômicas
N
H H
H

26
Ex.: CH4,CCl4
Geometria: Tetraédrica
Ângulo: 109°28’
XY4
C
H
H
H
H
Moléculas
Poliatômicas

27
POLARIDADE
MOLÉCULAS DIATÔMICAS:
Átomos iguais APOLAR
Átomos diferentes POLAR
MOLÉCULAS POLIATÔMICAS:
Sobra é: POLAR
Não sobra é: SIMETRIA

28
H H
H Cl
C
H
H
H
H
O
H H
N
H H
H
APOLAR
POLAR
POLAR
POLAR
SIMÉTRICA = APOLAR

29
FORÇAS
INTERMOLECULARES
Pontes de H
Moléc. Polares
Com H ligado a
FON
Muito Fortes
Altos PF e PE
Forças de Van
Der Waals
Dipolo-
Dipolo
(Permanente)
Moléc.
Polares
Médias
Dipolo
Induzido-
Dipolo
Instantâneo
Moléc.
Apolares
Muito Fracas
Baixos PF e PE

30
Ocorre entre metais e possui como principal
característica, elétrons livres em torno de
cátions e átomos neutros no retículo (Mar de
elétrons).
Fe2+
Fe2+
Fe Fe2+
Fe
Fe
Fe
Fe2+Retículo Cristalino
Metálico
LIGAÇÃO METÁLICA
•ÁTOMOS
•CÁTIONS
•ELÉTRONS
LIVRES

31
Características de compostos Metálicos:
• São sólidos nas condições ambientes(Exceção
Hg);
• Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico);
• Possuem altos P.F. e P.E.;
• Conduzem corrente elétrica no estado sólido
ou fundidos (elétrons livres);
• São Dúcteis e Maleáveis.
fios lâminas

32
Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas )
• Ouro 18 quilates: (Au e Cu)
• Aço: ( Fe e C)
• Bronze: (Cu e Sn)
•Latão: (Cu e Zn)
• Metal monel: (Ni e Cu)
•Amálgama de Prata: (Hg e Ag)
•Liga leve: (Mg e Al)
•Solda: (Pb e Sn)

33
Principais ligações no cotidiano
• Elementos do Solo: O2 = 46,71%; Si = 27,69%
formadores de Al2O e Fe2O3; nitrato e carbonatos do solo
•Presença de CaCO3 dureza temporária da água e
presença de cloretos dureza permanente.
•Nutrientes ligados há:
K = cerca de 60 enzimas são ativadas pelo potássio
deficiência de K, encurtamento de caule,
aparecimento da cor parda e morte dos tecidos (pontas e
margens)
Ca = ajuda no crescimento das raízes, aumenta a
resistência da planta, fixação do N2 na leguminosas
deficiência de Ca, raízes pouco desenvolvidas.

34
Principais ligações no cotidiano
• Mg = ajuda na síntese da clorofila, se não tiver
não faz fotossíntes
•Solos com alto teor de Al afeta o desenvolvimento
radicular do milho e afetam as estruturas
reprodutivas (Ciclo do N2)
•Ciclo do fasfato = ciclo do fósforo = auxilia na
manutenção da floração nos campos.
•Ciclo do enxofre = aminoácidos = poluição = chuva
ácida28

Ligações químicas (3)

Recomendados

Recomendados

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Mais procurados (20)

Semelhante a Ligações químicas (3)

Semelhante a Ligações químicas (3) (20)

Mais de jorgehenriqueangelim

Mais de jorgehenriqueangelim (20)

Ligações químicas (3)