Teoria do octeto
Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade
possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade.
Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados.
Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.
Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da
valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K).
Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois,
no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.
Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa
de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de
diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.
Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas
opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de
elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.
Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos
elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento
tenham tendência a receber elétrons.
LIGAÇÃO
ESTABILIDADE
IMITAR OS GASES NOBRES
A ligação iônica ocorre entre:
Metal
Não metal
1, 2, 3 elétron(s). C.V.
5, 6, 7 elétrons. C.V.
Doa elétron(s)
Receber elétrons
ÍON POSITIVO
ÍON NEGATIVA
Cátion
Ânion
Exemplo.
CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS
Os íons ligam-se por causa das forças de atração eletrostática. No espaço onde
cargas elétricas de sinais opostos se atraem acontece essa interação.
a) São sólidos em ambientes com temperatura de 25 ºC e pressão de 1 atm.
b) Os compostos iônicos representam altas temperaturas de fusão e ebulição.
c) São duros e quebradiços e logo que submetidos a impacto, quebram com
facilidade, criando faces planas.
d) Quando dissolvidos em água, ou puros no estado líquido, transportam corrente
elétrica devido à existência de íons que movimentam livremente e podem ser
atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico.
e) Seu solvente é a água.
EXERCÍCIO
1. Estabeleça a ligação entre os elementos abaixo,
indicando suas formulas e o tipo de ligação.
a) Mg (Z = 12) e P (Z = 15)
b) H (Z = 1) e C(Z = 6)
c) H (Z = 1) e S (Z= 16)
d) Al (Z= 13) e O (Z= 8)
2. Um Certo elemento tem numero atômico 13.
qual a carga mais provável de seu íon?
Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a
tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja,
de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de
íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras.
Átomos com elevada energia de ionização tendem a receber elétrons,
formar ânios ou compartilhar elétrons com outros átomos em ligações covalentes.
Portanto, podemos fazer as seguintes previsões:
Ametal + Ametal
Ametal + Semimetal
Semimetal + Semimetal
Ligação covalente
Hidrogênio + (Ametal ou Semimetal)
MONTANDO A ESTRUTURA DE LEWIS
1. Escreva os símbolos
a) H e F: ocupam sempre as extremidades
b) O: está localizado entre dois átomos, por ser bivalente.
c) O átomo central será sempre o de menor eletronegatividade.
2. Calculando a camada de valência
a) A carga elétrica de um ânion indica os elétrons a mais.
b) A carga elétrica de cátion indica os elétrons perdidos.
3. Coloque uma ligação simples em todos os átomos
4. Complete o octeto, coloque elétrons em todos os átomos ligados ao
átomo central.
5. Se algum átomo ainda não completou o octeto, mova pares de elétrons
não compartilhados, fazendo dupla ou triplas ligações.
ALOTROPIA
Alotropia (do grego allos, outro, e tropos, maneira) foi um nome criado por
Jons Jacob Berzelius e que hoje designa o fenômeno em que um mesmo
elemento químico pode originar substâncias simples diferentes. As
substâncias simples distintas são conhecidas como alótropos.
As variedades alotrópicas podem diferir entre si devido ao:
 número de átomos que forma cada molécula, ou seja, sua atomicidade.
 arranjo dos átomos no retículo cristalino.
As variedades alotrópicas apresentam propriedades físicas diferentes e suas propriedades químicas, na maioria das vezes, são semelhante.
O diamante é um sólido
transparente e muito duro.
O grafite é um sólido escuro e
pouco duro. Conduz corrente
Elétrica e é usado como lubrificante.
O fulereno foi descoberto em 1984 e tem a forma de uma bola de futebol,
tendo 60 ou mais átomos de carbono. É a terceira forma mais estável do
carbono.
Domo geodésico do Epcot
Center (Flórida)
OXIGÊNIO
É encontrado na atmosfera na forma de gás oxigênio. é o segundo
componente mais abundante do ar atmosférico. É impossível a sobrevivência da
maioria dos seres vivos sem oxigênio. É também impossível fazer a combustão
de um material.
Gás ozônio. É um gás azul claro a temperatura ambiente de odor intenso. É usado como alvejante e também no tratamento da água.
ENXOFRE
Há o enxofre rômbico e o enxofre monoclínico. São formados
por moléculas com oito átomos (octatômicas)
FÓSFORO
O elemento fósforo (P), forma o fósforo branco e o fósforo
vermelho.
Não são encontrado livre na natureza. O fosfato de cálcio esta
presente nos ossos.
Fósforo branco trata-se de uma substância que pode queimar
espontaneamente se estiver em contato com o oxigênio do ar. Por isso é
guardada submersa em água.
PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS
MOLECULARES
 Em condições ambientes, as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados físicos: sólido, líquido e gasoso.
 As substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas e, quando puras, não conduzem corrente elétrica.
 As ligações covalentes apresentam dois tipos de retículo cristalinos:
 retículo cristalino molecular – ocorre interação entre as moléculas.
 retículo cristalino covalente – todos os átomos estão unidos por ligações covalentes.
Retículo cristalino molecular
Retículo cristalino covalente
LIGAÇÕES METÁLICAS
A ligação metálica é característica de substâncias formadas
exclusivamente por átomos de metais, de mesmo elemento ou de
elementos diferentes.
A maioria dos metais é sólido a temperatura ambiente 25 °C e apresentam cor cinza e brilho característico.
O ouro e cobre não tem cor cinza
Propriedades que caracterizam o metal:
 Conductibilidade – conduzem corrente elétrica e calor;
 Maleabilidade – podem ser moldados em lâminas, chapas finas;
 Ductibilidade – capacidade de ser moldado em fio;
 Elevadas temperaturas de fusão e ebulição – apresentam
elevadas temperaturas de ebulição. Com exceção para
mercúrio (TF – 38,8 °C); O gálio (TF 30 °C) e o frâncio (TF 28,5 °C).
FORMAÇÃO DE LIGAS METÁLICAS
Ligas metálicas: são materiais com propriedades que contém dois ou mais
elementos, sendo pelo menos um deles metal.
Exemplos:
 Diminuição da temperatura de fusão: liga de metal fusível.
Constituição: Bi, Pb, Sn e Cd
 Aumento da dureza: liga de ouro de joalheiro.
Constituição: Au, Ag e Cu.
O ouro 18 quilates (75% de Au e 25% de Cu ou Ag)
 Aumento da resistência mecânica: aço
Constituição: Fe e C
 Aço inox: liga de Fe, C, Cr e Ni
Amálgama: liga de Hg, Ag e Sn
Bronze: liga de Sn e Cu
Latão: liga de Cu e Zn
Liga de Al e Ti
GEOMETRIA MOLECULAR
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos
A teoria da repulsão dos pares eletrônicos de valência
(TRPEV) aponta que os pares eletrônicos (elétrons de
valência, ligantes ou não) do átomo central se
comportam como nuvens eletrônicas que se repelem e,
portanto, tendem a manter a maior distância possível
entre si. Mas, como as forças de repulsão eletrônica não
são suficientes para que a ligação entre os átomos seja
desfeita, essa distância é verificada no ângulo formado
entre eles.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Ligação covalente: os pólos neste caso estão associados à
eletronegatividade.
- Se a ligação covalente for entre átomos de mesma
eletronegatividade, a ligação será apolar, porque não ocorre
formação de pólos.
Exemplo: Cl ─ Cl
Como se trata da ligação entre elementos iguais (Cloro) e com
mesma eletronegatividade, o composto se classifica como apolar.
Agora, se a ligação covalente for entre átomos com
eletronegatividades diferentes, a ligação será polar. Esta
diferença induz o acúmulo de carga negativa ao redor do
elemento mais eletronegativo, gerando assim, pólos na
molécula. A molécula do HCl (ácido clorídrico).
A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso estudo:
A eletronegatividade é crescente no sentido da seta. Temos um
memorando que pode auxiliar na memorização desta escala:
“Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para o Hospital”.
O caráter iônico é representado por uma grandeza denominada
momento dipolar (µ), ou dipolo elétrico.
POLARIDADE DE MOLÉCULAS
Para determinar o vetor momento dipolar resultante, devem-se comsiderar dois fatores:
 A escala de eletronegatividade. Vai orientar o vetor.
 A geometria da molécula.
2 nuvens eletrônicas
2 átomos iguais (O)
Molécula apolar
3 nuvens eletrônicas
2 átomos iguais (O)
Molécula polar
4 nuvens eletrônicas
3 átomos iguais (H)
Molécula polar
ESTADO FÍSICO E LIGAÇÕES
INTERMOLECULARES
Quando um composto molecular muda de estado físico , ocorre uma
desorganização e um afastamento de suas moléculas, ou seja, somente as ligações intermoleculares são rompidas.
Quanto menos instável forem as ligações intermoleculares, mais
volátil será a substância e menor a sua temperatura de ebulição.
Forças de Van der Waals. O termo forças de Van der Waals,
atualmente, refere-se a forças intermoleculares resultantes da
polarização das moléculas, em homenagem ao físico holandês
Johannes Diderik Van der Waals, o primeiro a documentar essas
interações.
Tipos de ligações intermoleculares
Ligações de dipolo induzido-dipolo induzido
Ocorre em todos os tipos de moléculas e átomos, mas são
as únicas que acontecem entre as moléculas apolares. Essas
alterações ou deformações são chamadas Dispersões de London.
Ocorre no estado líquido e sólido.
Ligações dipolo permanente-dipolo permanente ou
dipolo-dipolo.
É característico de moléculas polares.
Ligações de hidrogênio
As ligações de hidrogênio são um exemplo extremo
das interações dipolo-dipolo, por serem muito mais intensas.
Elas ocorrem com moléculas que apresentam um átomo de hidrogênio ligado covalentemente a um átomo de determinado
não metal muito eletronegativo: F, O ou N.
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES E TEMPERATURA
DE FUSÃO E EBULIÇÃO
Dois fatores influem na TE:
 quanto mais intensa a interação, maior a TE
 quanto maior o tamanho da molécula, maior sua superfície e
interação, maior a TE.
Ordem crescente de intensidade de interação
Dipolo induzido-dipolo induzido < dipolo-dipolo < ligações de H
POLARIDADE, LIGAÇÕES INTERMOLECULARES E
SOLUBILIDADE
Substâncias líquidas polares tendem a se dissolver em solventes
polares.
Substâncias líquidas apolares tendem a se dissolver em solventes
apolares.