Ligação Iónica
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A ligação iónica resulta da atracção electroestática entre iões de carga oposta.
A força atractiva é compensada pela repulsão quando os átomos estão muito
próximos e as duas núvens electrónicas se começam a sobrepor.
A ligação estabiliza à medida que R diminui e é rapidamente desestabilizada
para R<R0
R0 corresponde à energia de ligação mais estável e é conhecida como a
distância internuclear de equilibrio.
Ligação Iónica
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Iões com a mesma carga mas de
diferentes tamanhos têm a
mesma energia de atracção mas
diferentes energias de repulsão.
Para iões de maiores dimensões
a energia repulsiva aumenta para
valores superiores de R, quando a
energia de atracção é menor.
Assim, a presença de iões de
maiores dimensões resulta em
distâncias
internucleares
de
equilibrio superiores e energias de
ligação inferiores.
Exemplo: NaF apresenta maior
energia de ligação que o NaCl,
pelo que a sua Tfusão é também
superior (993 ºC – 800 ºC)
Ligação Iónica
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Iões de carga oposta ligam-se uns aos outros em todas as direcções,
formando um corpo iónico gigante: o sólido iónico.
Cada par iónico tenderá a maximizar a sua energia total de ligação,
adoptando a sua distância internuclear de equilibrio R0.
Isto resulta numa estrutura ordenada, caracterizada por um arranjo ordenado
e periódico dos átomos: o sólido cristalino
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O sólido resultante deve ser neutro,
pelo que as cargas positivas devem
compensar as cargas negativas.
A carga dos iões define a
estequiometria
dos
compostos
iónicos por forma a preservar a
neutralidade eléctrica.
Na+ + ClNaCl
e o número de iões Na será o
mesmo dos iões Cl.
Ligação Covalente
• Átomos de electronegatividade semelhante formam
ligações covalentes
• Descreve-se como a partilha de electrões entre os 2
átomos numa orbital molecular e não se distingue como
pertencendo a qualquer dos átomos.
• Os dois electrões que participam na ligação estão
deslocalizados sobre os dois núcleos.
• Ambos os electrões residem numa orbital molecular que
resulta da combinação das orbitais atómicas
Ligação Covalente
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Na molécula de H2 as duas
orbitais atómicas, 1s, combinamse para formar duas orbitais
moleculares, uma ligante de
menor energia e outra antiligante de maior energia.
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No H2 cada átomo fornece um
electrão e ambos ocupam a
orbital
de
menor
energia,
resultando numa forte ligação
covalente.
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Define-se ordem de ligação como
metade da diferença entre os
electrões na orbital ligante e os
electrões na orbital anti-ligante.
Ligação Covalente
Ligação Covalente
Ligação Covalente
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Os átomos podem-se organizar em 3 dimensões, em redes
covalentes, formando sólidos covalentes.
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Os pares de electrões partilhados ocupam uma orbital molecular de
baixa energia, resultando em ligações de elevada resistência (100 –
400 kJ/mol)
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Na ligação covalente, a densidade electrónica está localizada ao
longo do eixo de ligação entre os átomos, pelo que a ligação
covalente é muito direccionada. Isto resulta numa rede muito rígida.
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Devido às elevadas forças de ligação e elevada rigidez da rede, os
sólidos covalentes são muito duros. Exemplo: Diamante.
Ligação Metálica
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Pode-se considerar a ligação metálica como sendo um arranjo de
iões positivos rodeados por um gás de electrões.
Este agregado mantém-se junto por forças atractivas entre os iões
positivos e a nuvem deslocalizada de electrões.
Esta nuvem electrónica espalha-se por todo o sólido e distribui-se
livremente sob o efeito de campos eléctricos, pelo que uma das
características deste tipo de sólidos é a sua elevada condutividade
eléctrica.
Ligações Secundárias
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As ligações primárias correspondem às ligações iónicas,
covalentes e metálicas, que têm uma força de ligação entre 100 e
1000 kJ/mol.
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As ligações secundárias, também designadas por ligações de Van
der Walls, correspondem a forças intermoleculares ou interatómicas
de menor energia, envolvendo interacções entre dipolos.
Tipicamente variam entre 0,1 e 10 kJ/mol.
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As forças de Van der Walls podem ser de 4 tipos:
1 - interacção dipolo permanente-dipolo permanente
2 - interacção dipolo permanente-dipolo induzido
3 - interacção entre dipolos flutuantes ou Forças de London
4 - ligações de hidrogénio (~10 kJ/mol)
Ligações Secundárias
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As forças de Van der Walls são
responsáveis pela formação de
sólidos moleculares, como o gelo,
cera, fulareno, etc..
As ligações dentro das moléculas
são covalentes, mas a ligação
entre as moléculas é feita por
ligações secundárias, formando
sólidos moleculares.
Estes
sólidos
podem
ser
cristalinos
(ordenados
e
periódicos), como o gelo ou o
fulareno,
ou
amorfos
(desordenados) como a cera.
Estes materiais são pouco rígidos
e de baixo ponto de fusão.
Ligações de Van der Walls
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O iodo cristalino é formado por
moléculas polares de I2, ligadas
entre si por forças de London,
logo o I2 é um sólido muito frágil.
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A grafite é constituída átomos de
carbono, ligados entre si por
ligações covalentes, formando
camadas ligadas entre si por
forças de Van der Walls.
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As camadas deslizam facilmente
umas sobre as outras e a grafite é
usada como lubrificante seco.
Ligações de Hidrogénio
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O hidrogénio pode formar ligações
de Van der Walls com diversos
átomos
de
maior
electronegatividade como O, N, F
e S, de moléculas vizinhas.
Estas interacções são cruciais por
exemplo em proteínas, pois são
responsáveis pela forma e
estrutura dos aminoácidos que
formam as proteínas.
Uma proteína de nome “prion”,
quando não está correctamente
enrolada, é responsável pela
doença das vacas loucas.