O documento discute os principais tipos de ligações químicas (iônica, covalente e metálica), forças intermoleculares e geometria molecular. É explicado que as ligações químicas determinam como os átomos se ligam e as forças intermoleculares mantêm unidas moléculas com ligações covalentes. A geometria molecular descreve como os átomos estão arranjados espacialmente nas moléculas.
2. Ligações químicas
As ligações químicas explicam como,
quando e onde vão parar estes
elétrons que são ganhos ou perdidos
pelos átomos.
São três principais:
Iônica
Covalente
3. Ligação Iônica
Ocorre pela atração de força natural entre um
átomo de carga + com outro de carga –,
Deste modo cátions e ânions permanecem
unidos equilibrando seus excessos e falta de
elétrons na ultima camada.
Por envolver cátions e ânions, normalmente
ocorre entre metais e nãometais. O metal
transfere elétrons para o nãometal.
NaCl
CaO
MgF
4. As substâncias iônicas têm pelo menos uma ligação
iônica.
Exemplo:
NaCl (cloreto de sódio)
NaNO2 (nitrito de sódio)
As substâncias iônicas têm elevados pontos de
ebulição e fusão; muitas delas, ao serem dissolvidas
na água, têm os seus íons separados por ação da
água num processo chamado dissociação iônica;
conduzem corrente elétrica em solução aquosa.
5. Ligação Covalente
Os átomos também podem completar sua
última camada compartilhando elétrons.
Os elétrons compartilhados irão circular pela
eletrosfera dos dois átomos.
6. As substâncias moleculares são formadas
exclusivamente por ligações covalentes.
Em geral, tem baixa temperatura de ebulição
e de fusão.
A maioria delas não conduz eletricidade em
solução aquosa. .
Exemplos:
água (H2O)
amoníaco (NH3)
CO2
7. Ligação Covalente Dativa
O par de elétrons compartilhados é proveniente apenas de
um dos átomos que já está estável.
Antigamente, esse tipo de ligação covalente era chamado
de dativa, hoje ela é mais comumente denominada
de coordenada.
8.
9. Ligação C. Simples: Compartilham apenas 1
e EX. H-H
Ligação C. Dupla: Compartilham dois pares
de e. Ex O O
Ligação C. Tripla: Compartilham 3 pares de
e. Ex: N N
Ligação C. Normal: Os par de elétrons
compartilhados é formado por 1e de cada um
dos átomos
Ligação C. Polar e Apolar: Aula de
Propriedades Periódicas e Aperiódicas
10.
11. Ligação Metálica
Ocorre entre metais...... Metais são cátions e possuem carga
positiva, então como ligar dois átomos + que se repelem
naturalmente ?
Os elétrons da ultima camada dos metais (liberados para se
estabilizarem) estão em sua forma livre e circulam em uma
“nuvem” em volta dos cátions próximos mantendo a
estabilidade.
Estes elétrons livres não permanecem ligados a nenhum
átomo, apenas circulam livres.
Ex:
bronze (cobre + estanho)
aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono)
12. As substâncias metálicas são formadas exclusivamente por
ligações metálicas.
Estas têm uma forte força de coesão e variáveis pontos de
ebulição.
São boas condutoras da eletricidade. Isto deve-se ao fato de
nos metais existirem elétrons com grande mobilidade .
Exemplos:
Ferro (Fe),
Prata (Ag),
Ouro (Au),
Alumínio (Al).
13. Forças Intermoleculares
Os sólidos iônicos estão unidos por causa da
forte atração entre seus íons cátions e seus íons
ânions.
A maioria dos metais são sólidos a temperatura
ambiente por causa da ligação metálica.
As substâncias que tem ligações covalentes
podem ser, em temperatura ambiente, sólida,
liquida ou gasosa.
Isto mostra que as interações entre estas
moléculas podem ser maiores ou menores.
14. Existem três tipos de interações
intermoleculares. Elas servem somente para
as substâncias que possuem ligações
covalentes.
São elas:
- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de
Hidrogênio;
- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou
dipolar;
- Forças de London, Forças de Van der Waals
ou dipolo-induzido.
15. Pontes de Hidrogênio
É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo
mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.
Podem ser encontrados no estado sólido e liquido.
H-F, H-O e H-N: É a ligação mais forte de todas, devida
à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta
eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio.
De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um
átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre
estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são
sólidos ou líquidos.
Exemplos:
H2O, HF, NH3
16. Dipolo-Dipolo
É menos intensa que as pontes de hidrogênio.
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo
mais eletropositivo e do outro, um átomo mais
eletronegativo.
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do
dipolo de uma molécula se oriente na direção da
extremidade positiva do dipolo de outra molécula.
Assim:
Exemplos:
HCl, HBr, H2S, CO, SO2
17. Força de Van der Waals
É a interação mais fraca de todas e
ocorre em moléculas apolares.
Neste caso, não há atração elétrica
entre estas moléculas.
Deveriam permanecer sempre
isolados e é o que realmente
acontece porque, em temperatura
ambiente, estão no estado gasoso.
18. A molécula mesmo sendo apolar, possui
muitos elétrons, que se movimentam
rapidamente.
Pode acontecer, em um dado momento, de
uma molécula estar com mais elétrons de um
lado do que do outro.
Esta molécula estará, portanto,
momentaneamente polarizada e por indução
elétrica, ira provocar a polarização de uma
molécula vizinha (dipolo induzido), resultando
uma fraca atração entre ambas.
Exemplos:
Cl2, CO2.
19. Geometria Molecular
É o estudo de como os átomos estão
distribuídos espacialmente em uma
molécula.
20. Molécula Formada por Duas Espécies
A geometria será sempre linear ou digonal,
independentemente dos átomos envolvidos:
H H F F H Cl
O O C O
21. Molécula Formada por Três Espécies
A geometria será Linear se o átomo central não
apresentar par de elétrons emparelhados
disponíveis.
C OO C SS
N NO C NH
22. Molécula Formada por Três Espécies
A geometria será angular se o átomo central
apresentar par de elétrons emparelhados
disponíveis.
H
HO
H
HS
O
OS
Cl
ON
23. Moléculas Formadas por Quatro Átomos, com
Um Átomo Central.
A Geometria será trigonal plana (triangular), se o
átomo central não possuir pares de elétrons
emparelhados disponíveis.
S
O
O O
C
O
H H
120°
24. Moléculas Formadas por Quatro Átomos, com
Um Átomo Central.
A Geometria será piramidal (pirâmide trigonal), se o
átomo central apresentar par de elétrons emparelhados
disponíveis.
N
H
H
H
N
Cl
Cl
Cl
25. Moléculas Formadas por Cinco Átomos, com
Presença de Um Átomo Central
A geometria será sempre tetraédrica,
independentemente dos átomos envolvidos.
C
H
H
H
H
C
H
Cl
Cl
Cl
109° 28’