Ligações Interatômicas:
IÔNICA = metal + não-metal
COVALENTE = não-metais
METÁLICA = metais
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)
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
NaCl
NaCl
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).
Eletronegatividade= fome por e
Caráter metálico = facilidade em dar e
Cs
F
Cs
F
Maior diferença de eletronegatividadeMaior caráter iônico
LIGAÇÃO COVALENTE
Há compartilhamento de elétrons entre não-metais.
H + H →
H
2
+
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
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)
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.
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
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 1,0LIGAÇÃO COVALENTE
GEOMETRIA MOLECULAR
MOLÉCULA COM DOIS ÁTOMOS:
X2 linear e apolarH
H
-
-
H
H
XY linear e polarH
H
-
-
Cl
Cl
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
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
GEOMETRIA MOLECULAR
MOLÉCULA COM CINCO ÁTOMOS – XY
4TETRAÉDRICA e APOLAR GRUPO 14: compostos de carbono.
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.
CASOS ESPECIAIS
5- fósforo – pode formar dois haletos diferentes, com 3 ou 5
halogênios ligados a ele.
CASOS ESPECIAIS
6- enxofre – pode formar três haletos diferentes:
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
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.
Água líquida – 4 a 4
Gelo – 6 a 6
ÁGUA
LIGAÇÃO METÁLICA
É uma ligação entre átomos de metais. Esses átomos liberam oselétrons 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.
Substâncias iônicas e covalentes polares só são solúveis em substâncias que também sejam polares. “SEMELHANTE
DISSOLVE SEMELHANTE.”
UNIDADE ESTRUTURAL
COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA
IÔNICA METÁLICA
moléculas
íons = cátions + ânions
átomos
pseudocátions = cátions + e livres H2 O
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.
SOLUBILIDADE em ÁGUA
COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA
IÔNICA METÁLICA POLARES = solúveis APOLARES = insolúveis insolúveis insolúveis solúveis
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.
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.
sódio metálico = Na (s) gás cloro = Cl2 (g) cloreto de sódio = NaCl (s)
METÁLICA COVALENTE
MOLECULAR IÔNICA