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Ligações Interatômicas: IÔNICA = metal + não-metal COVALENTE = não-metais METÁLICA = metais

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Academic year: 2021

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Ligações Interatômicas:

IÔNICA = metal + não-metal

COVALENTE = não-metais

METÁLICA = metais

(3)

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 , H2 O, 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)

(4)

LIGAÇÃO IÔNICA

METAL + NÃO-METAL

forma cátion forma ânion

g.1 = +1 g.2 = +2 g.13 = +3 g.15 = -3 g.16 = -2 g.17 = -1 C+x + A−y se x = y → CA se x ≠ y → Cy Ax Exemplos: Na+1O-2 → Na 2 O Ca+2O-2 → CaO Al+3O-2 → Al 2 O3

(5)

NaCl

NaCl

(6)

LIGAÇÃO IÔNICA

Qual composto tem caráter iônico mais acentuado?

CsF FeS AlBr3

grupo 1 + grupo 17

Maior diferença de eletronegatividade = maior distância na tabela

Há transferência de elétrons entre o metal (dá) e o

não-metal (recebe).

(7)

Eletronegatividade= fome por e

Caráter metálico = facilidade em dar e

Cs

F

Cs

F

Maior diferença de eletronegatividade

Maior caráter iônico

(8)

LIGAÇÃO COVALENTE

Há compartilhamento de elétrons entre não-metais.

H + H →

H

2

+

(9)

Fórmula de Lewis

Fórmula estrutural

Fórmula molecular

H

H

O

O

H

H

O

=

O

N

N

H

2

N

2

O

2

N

N

Representações

(10)

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.

Ligação Coordenada (dativa)

(11)

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

Δ

Δ

= 3,0

= 3,0

2,1 = 0,9

2,1 = 0,9

α+

α-A ligação H – Cl é polar porque há diferença de eletronegatividade entre os elementos.

(12)

Liga

Ligaççãoão

Covalente apolar Covalente apolar Covalente polar Covalente polar Iônica Iônica F Fóórmularmula H H22 HCl HCl NaCl NaCl C Cáálculo do lculo do ΔΔEE Δ ΔE = 0E = 0 Δ ΔE = 3,0 E = 3,0 - - 2,1 = 0,92,1 = 0,9 Δ ΔE = 3,0 E = 3,0 - - 0,9 = 2,10,9 = 2,1

Caráter de uma ligação

100 100 75 75 50 50 25 25 0 0 1,0 1,7 2,0 3,0 1,0 1,7 2,0 3,0

Porcentagem de caráter iônico

Diferença de eletronegatividade (Δ)

Δ< 1,7

Predomina caráter covalente

Δ > 1,7

(13)

Quando uma molécula é APOLAR?

Quando é simétrica. A soma de todas as forças que atuam sobre a molécula é igual a zero.

ELETRONEGATIVIDADE: C : 2,5 O : 3,5

O = C = O

1,0 1,0

LIGAÇÃO COVALENTE

(14)
(15)
(16)

GEOMETRIA MOLECULAR

MOLÉCULA COM DOIS ÁTOMOS:

X2 linear e apolar

H

H

-

-

H

H

XY linear e polar

H

H

-

-

Cl

Cl

(17)

GEOMETRIA MOLECULAR

MOLÉCULA COM TRÊS ÁTOMOS – XY

2

• sem sobra de elétrons no átomo central

• com sobra de elétrons no átomo central

LINEAR e APOLAR ANGULAR e POLAR

SO2 CO2

(18)

GEOMETRIA MOLECULAR

MOLÉCULA COM QUATRO ÁTOMOS – XY

3

• sem sobra de elétrons no átomo central

TRIGONAL e APOLAR PIRAMIDAL e POLAR

SO3 NH

3

• com sobra de elétrons no átomo central

(19)

GEOMETRIA MOLECULAR

MOLÉCULA COM CINCO ÁTOMOS – XY

4

TETRAÉDRICA e APOLAR GRUPO 14: compostos de carbono.

(20)

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

(21)

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.

(22)

CASOS ESPECIAIS

5- fósforo – pode formar dois haletos diferentes, com 3 ou 5

halogênios ligados a ele.

(23)

CASOS ESPECIAIS

6- enxofre – pode formar três haletos diferentes:

(24)

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

(25)

PONTE DE HIDROGÊNIO = Força de atração muito forte entre moléculas muito polares, que possuem “H” ligado a “FON”(flúor,

oxigênio e nitrogênio). Ex: H2 O, NH3 , HF, álcoois, ácidos carboxílicos.

(26)

Água líquida – 4 a 4

Gelo – 6 a 6

ÁGUA

(27)

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.

(28)

Substâncias iônicas e covalentes polares só são solúveis em substâncias que também sejam polares. “SEMELHANTE

DISSOLVE SEMELHANTE.”

(29)

UNIDADE ESTRUTURAL

COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA

IÔNICA METÁLICA

moléculas

íons = cátions + ânions

átomos

pseudocátions = cátions + e livres H2 O

(30)

PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO

COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA

IÔNICA METÁLICA

•Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos.

•Tem baixos PF e PE.

•São sólidos.

•Tem MUITO altos PF e PE.

•São sólidos.

•Tem altos PF e PE.

•São sólidos.

•Tem altos PF e PE.

Ex: todos os compostos orgânicos, ácidos e óxidos ácidos.

Ex: diamante, grafite, quartzo.

(31)

SOLUBILIDADE em ÁGUA

COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA

IÔNICA METÁLICA POLARES = solúveis APOLARES = insolúveis insolúveis insolúveis solúveis

(32)

Interação entre partículas

COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA

METÁLICA

Atração entre moléculas:

•Forças de Van der Waals

•Ponte de hidrogênio

Ligação covalente entre átomos.

Atração eletrostática entre cátions e ânions.

IÔNICA

Atração eletrostática entre cátions e ânions.

(33)

CONDUÇÃO ELÉTRICA

COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA

IÔNICA METÁLICA

Não conduzem. Somente

ácidos em solução aquosa. Não conduzem. Somente o carbono grafite. Conduzem quando: •fundida •em solução aquosa Conduzem no estado SÓLIDO.

(34)
(35)

sódio metálico = Na (s) gás cloro = Cl2 (g) cloreto de sódio = NaCl (s)

METÁLICA COVALENTE

MOLECULAR IÔNICA

Referências

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