Químicas. Profa. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI.

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Cecília Soares Gonçalves
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1 Ligações Químicas Profa. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI

2 LIGAÇÕES IÔNICAS

3 LIGAÇÕES IÔNICAS IMPORTANTE : alguns metais, quando perdem elétrons, originam cátions que não seguem a regra do octeto. Isso ocorre com os metais de transição. Um exemplo importante é o que ocorre com o ferro (Fe), que na natureza é encontrado formando compostos com carga 2 e 3.

4 LIGAÇÕES IÔNICAS Recordando: ligações iônicas, as forças eletrostáticas atraem as partículas com cargas elétricas opostas. Ocorrem para que os átomos encontrem maior estabilidade respeitando a regra do octeto. Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron. Na (g) Na (g) 1e - Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron. Cl (g) 1e - Cl - (g) Formação de um sólido a partir de seus íons. Na (g) Cl - (g) NaCl (s)

5 2. Ligações Covalentes

6 No caso das moléculas diatômicas como O 2, N 2, F 2 e 2 não ocorre doação ou recepção de elétrons. Neste caso, os dois átomos competem igualmente pelos elétrons. A química quântica mostra que a distribuição da função de onda destes elétrons implica na probabilidade igual de se encontrar o elétron tanto em um átomo quanto no outro. Deste modo, os elétrons são compartilhados pelos dois átomos

Neste modelo de ligação química dois átomos têm a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados entre os dois átomos.

7 Neste modelo de ligação química dois átomos têm a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados entre os dois átomos. O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre não metais, ou entre um não metal e um semimetal, ou seja átomos que necessitam receber elétrons.

9 Dois átomos iguais se unem para compartilhar seus elétrons de valência porque a matéria formada apresenta, geralmente, maior potencial de ionização e menor afinidade eletrônica, ou seja, torna-se mais estável em relação a tendência dos elétrons de escaparem do sistema. Em termos da termodinâmica, o potencial de ionização e a afinidade eletrônica estão relacionados ao potencial químico e à dureza do sistema.

10 A chamada REGRA DO OCTETO surge do fato de que quando os átomos doam, recebem ou compartilham elétrons estes passam a apresentar configuração eletrônica semelhante a dos gases nobres Eles tornam-se mais estáveis em relação a tendência dos elétrons de escaparem do sistema, ou seja, o sistema como um todo torna-se mais estável

11 Fórmulas Químicas Molecular: Indica quantidade de elementos que formam a molécula. Eletrônica (Estrutura de Lewis): Além da quantidade de elementos, indica os elétrons da camada de valência e a formação dos pares eletrônicos. Estrutural plana(estrutura de Couper): Mostra a ligação entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço.

13 Estrutura de Lewis e de Couper para moléculas diatômicas: Molécula de idrogênio 2 (Z = 1) 1s 1 (Z = 1) 1s 1 Molécula de 2

14 Molécula de N 2 Molécula de F Molécula de Cl

15 Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas: Estrutura de Lewis para moléculas de Metano C 4 - O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o elemento com a mais baixa energia de ionização. (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência C (Z = 6) 1s 2 2s 2, 2p 2 4 elétron de valência C

16 Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia N 3 - O átomo de N é o átomo central. (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência N (Z = 7) 1s 2 2s 2, 2p 3 5 elétron de valência N

17 IMPORTANTE : assim como nas ligações iônicas alguns compostos não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula. Exemplos:

18 Ligação Covalente Coordenada ou Dativa: Este tipo de ligação ocorre quando um par de elétrons não ligante é doado por um átomo, formando uma ligação covalente dativa. N Todas as ligações N do íon amônio são idênticas em todas as suas propriedades mensuráveis.

19 Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio N 4 - O átomo de N é o átomo central. (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência N (Z = 7) 1s 2 2s 2, 2p 3 5 elétron de valência N N

Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C 2 6 - O átomo de C é o átomo central.

20 Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C O átomo de C é o átomo central. (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência C (Z = 6) 1s 2 2s 2, 2p 2 4 elétron de valência C C

21 Propriedades dos Compostos Covalentes

22 Diferente dos compostos iônicos, podem ser encontrados nos 3 estados físicos em condições ambiente (25 o C; 1atm); Temperatura de fusão e ebulição inferiores aos compostos iônicos. Quando puras não conduzem corrente elétrica. Podem formar macromoléculas quando possuem grande número de átomos ligados. Estas macromoléculas apresentam alto ponto de fusão e ebulição.

23 ALOTROPIA: o mesmo elemento químico pode formar duas ou mais substâncias simples diferentes Variedades Alotrópicas. Podem variar quanto à quantidade de átomos ou quanto à estrutura cristalina.

24 ALOTROPIA Exemplos: Oxigênio (O 2 Oxigênio Gasoso) e (O 3 - Ozônio) No oxigênio comum (O2), os átomos unem-se dois a dois, formando moléculas biatômicas. À Temperatura Ambiente encontra-se no estado gasoso; Alimenta todas as reações de combustão e, por isso, é denominado comburente: sem oxigênio não ocorre nenhuma combustão

25 ALOTROPIA Exemplos: Oxigênio (O 2 Oxigênio Gasoso) e (O 3 - Ozônio) Átomos unem-se três a três, formando moléculas triatômicas. À temperatura ambiente, o O3 é um gás azulclaro e apresenta odor intenso e característico, que pode ser sentido após tempestades com descargas elétricas e, também, perto de equipamentos de alta voltagem.

26 ALOTROPIA Exemplos: Carbono (C) Apenas a alteração estrutural dá origem às estrutras de diamante, grafite e fulereno.

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