19/08/2012
Aula 01
Regra do Octeto
1. TEORIA DO OCTETO;
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS;
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS;
4. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA;
5. LIGAÇÃO METÁLICA;
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS;
6. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DE MOLÉCULAS;
7. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE
VALÊNCIA;
Os átomos, ao se combinarem, tenderão a
adquirir a configuração do gás nobre mais próximo,
que é de oito elétrons na última camada (octeto) para
atingir a estabilidade.
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA;
9. ESTRUTURAS RESSONANTES;
10. FORÇAS INTERMOLECULARES.
Exemplo
11Na
- 1s2 2s2 2p6 3s1
(K=2 – L=8 – M=1)
o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar,
formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre.
11Na
+
- 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8)
Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo
a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).
Ligação Iônica ou Eletrovalente
• Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um
átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha
elétrons.
•Atração eletrostática entre íons de cargas opostas
(cátion e ânion)
• Ocorre normalmente entre:
METAL e AMETAL ou
METAL e HIDROGÊNIO.
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Ligação Iônica ou Eletrovalente
Ligação Iônica ou Eletrovalente
Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
11Na
17Cl
oo
- 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)
Na
- 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)
x
oo
[ Na ] + + [ xo Cl oo ] oo
+ o oClo oo
[Na] + [Cl] NaCl
Ligação Iônica ou Eletrovalente
Fórmula de um Composto
Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
20Ca
17Cl
x+
y
y-
[ ÂNION ]
x
- 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)
oo
o
Ca
[ CÁTION ]
- 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)
x
x
+
Cl
oo
oo
o
Cl
oo
o
o
[ Ca ]
2+
oo
] + 2 [ o Cl
oo
x
o
o
o
o
CaCl
Família
Carga dos íon
1A
+1
2A
+2
3A
+3
5A
-3
6A
-2
7A / H
-1
2
Fórmula de um Composto
Compostos Iônicos:
Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio
(Al) e Oxigênio (O).
São sólidos nas condições ambiente;
Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6
3+
[ Al ]
2
[O
Fórmula Molecular:
2] 3
Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em
solução aquosa, devido à presença de íons livres.
Al2O3
2
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Ligação Covalente ou Molecular
Ligação Covalente ou Molecular
Ligação química entre 2 átomos de cloro
Caracteriza-se pelo compartilhamento
(emparelhamento) de elétrons.
17Cl
: 2-8-7 (tende a receber 1e-)
Fórmula
eletrônica ou
de Lewis
• Ocorre normalmente entre:
Fórmula estrutural
plana
Fórmula
molecular
AMETAL e AMETAL ou
o
o
AMETAL e HIDROGÊNIO
Carbono e oxigênio
6C
: 2 - 4 ( tende a receber 4e-)
8O
: 2 - 6 (tende a receber 2e-)
Fórmula
eletrônica ou de
Lewis
xx x o
O x oC
xx
o
o
x xx
x xOx
Fórmula
Fórmula
estrutural plana molecular
O
C
O
oo
Cl
oo
ox
xx
x
Cl
x
xx
Cl
Cl
Cl2
Ligação Covalente Dativa
ou Coordenada
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o
octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode
ser “emprestado” para outro átomo ou íon.
CO2
Ligação Covalente Dativa
Características dos compostos
moleculares
Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;
Fórmula Eletrônica
Fórmula Estrutural
possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos;
Não conduzem a corrente elétrica (com algumas exceções.
Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo:
água).
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Caráter de uma Ligação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da
diferença de eletronegatividade (∆E):
Ligação Iônica
⇒ ∆E ≥ 1,7
Ligação Covalente
⇒ ∆E < 1,7
Polaridade de Ligações
1. Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma
eletronegatividade.
Exemplo: H2
Exemplos:
HCl
H
→ ∆E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente
H
NaCl → ∆E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica
Polaridade de Ligações
Ligação Metálica
2. Ligação Covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes
eletronegatividades.
Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga
parcial negativa (δ-) e no átomo menos eletronegativo se formará
uma carga parcial positiva (δ+).
Exemplo: HCl
δ+
H
Cl
δ-
Esquema da Ligação Metálica
Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).
Como os metais possuem uma baixa
eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons
muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma
nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos
sempre unidos formando a chamada ligação
metálica.
Geometria Molecular
Tipo de
Molécula
X2 e XY
Geometria
linear
(toda molécula biatômica é
linear)
XY2
linear
se X é da família 6A:
angular
XY3
trigonal
plan
a
se X é da família 5A:
piramidal
XY4
tetraédrica
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Geometria Molecular
Geometria Molecular
Geometria Molecular
Geometria Molecular
Geometria Molecular
Forças Intermoleculares
Johannes Diederik
Van der Waals
(1837-1923), físico
holandês, recebeu o
Prêmio Nobel da
Física em 1910 pelas
suas pesquisas
sobre os estados
gasoso e líquido.
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Forças Intermoleculares
H
H
H
H
O
O
H
H
Forças intermoleculares mais fortes
As ligações intermoleculares são mais fracas do que as
ligações intramoleculares.
Maior ponto de fusão
Forças Intermoleculares
Ligações dipolo-dipolo
O
O
H
δ+
H
H
O
H
Quanto mais fortes as ligações intermoleculares,
maior será a energia posta em jogo para romper
as ligações entre moléculas, de forma que a que
se dê a passagem do estado sólido a líquido.
H
δ+
H
H
O
δ+
H
δ-
O
Ligações dipolo-dipolo
H
H
O
Ligação dipolo-dipolo
δ+
H
As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas
polares.
H
S
δ+
δ+
δ-
Ligações dipolo-dipolo
H
H
H
δ-
H
O
O
H
H
O
H
H
Forças Intermoleculares
H
H
O
Ligação por ponte de H
H
O
S
H
H
H
O
A ligação de H ( Hidrogênio ) é um caso particular da ligação
diplo-dipolo.
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Ligações de Hidrogênio
δ+
H
H
O
δ-
δ+
δ+
H
H
O
δ+
δ+
O
Ligações dipolo-dipolo
H
δ+
H
H
S
H
H
Gás ( 25º C )
As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e
eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H.
Ligações dipolo-dipolo
Ligações de Hidrogênio
H
S
H
Liquido ( 25º C )
O que condiciona a diferença no estado físico destas
substâncias são as ligações de H que se estabelecem
entre as moléculas de água. Entre moléculas de H2S não
se estabelecem ligações de H.
δ-
H
O
H
δ-
S
δ+
H
O
δ-
H
δ+
δ+
H
δ+
δ+
H
H
H
O
δ+
H
δ-
O
δ-
Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações
dipolo-dipolo.
É necessário fornecer mais energia à água para romper essas
ligações ( Hidrogênio ), daí , o seu ponto de ebulição ser
maior.
Ligações de Hidrogênio
Ligações de Debye
Pontes de Hidrogênio (H ligado a F,O,N):
H
δ+
H
O
δ+
Cl
Cl
O pólo positivo do dipolo permanente (molécula polar)
vai atrair a núvem eletrônica da molécula apolar,
deformando-a. Esta deformação corresponde ao
aparecimento de um dipolo induzido.
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Ligações de London
Ligações de Debye
A
δ+
δ+
δ-
δ+
Molécula
apolar
Dipolo 1
δ-
δ-
δ+
Dipolo
induzido
Dipolo 1
δ-
Dipolo
instantâneo
Molécula
apolar
Em média , a nuvem eletrônica distribui-se de
uma forma esférica à volta do núcleo.
O movimento do elétron, provoca num
determinado instante um dipolo instantâneo.
As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo
permanente -dipolo induzido.
Ligações de London
Ligações de London
B
B
B
δ+
B
δ+
δ-
δ-
δ-
Molécula
apolar
Dipolo
instantâneo
δDipolo
induzido
Esta polarização é induzida a moléculas vizinhas,
resultando forças de atração entre moléculas.
Ligações de London
9F
;
17
Cl
;
35
Br
;
δ+
δ+
δ-
Dipolo
instantâneo
δ-
δ-
Molécula
apolar
δDipolo
induzido
A ligação de London depende :
- do número de elétrons;
- do tamanho da molécula;
- da forma da molécula.
As forças Intermoleculares
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I
À medida que o raio atómico aumenta (aumento do nº
de elétrons) as forças de dispersão de London são
mais fortes, daí que, à temperatura ambiente o flúor e o
cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido.
Forças de
van der
Waals
Forças
intermoleculares
Existem
entre
Exemplos
Dipolo-dipolo
(Forças de Keesom)
Moléculas
polares
HCl ;
CH3CH2OH
Dipolo permanentedipolo induzido
Moléculas
polares com
moléculas
apolares
HCl + N2
Forças de dispersão
de London
Todos os
tipos de
moléculas
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As forças Intermoleculares
Energia de ligação
Íon - Íon
Forças Intermoleculares
Relação entre as Forças Intermoleculares e os
Pontos de Fusão e Ebulição
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:
Íon - dipolo
Dipolo - dipolo
Dipolo permanente – dipolo induzido-dipolo
Dipolo instantâneo - dipolo induzido
Forças Intermoleculares
O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição
dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números
atômicos (aumento do tamanho):
O tamanho das moléculas:
Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as
moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE.
A intensidade das forças intermoleculares:
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão
os PF e PE.
Forças Intermoleculares
As forças intermoleculares influenciam:
A tensão superficial dos líquidos:
Fonte: http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/artigos/forcas_intermoleculares.html
Forças Intermoleculares
As forças intermoleculares influenciam:
A cristalinidade e a densidade dos sólidos;
Pontes de H no gelo
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