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Ligações químicasLigações químicas
Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCTQuímica Geral Profª Fabíola Corrêa viel
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Ligações Químicas
Sacarina
FulerenoAmônia
Vitamina E
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LIGAÇÕES IÔNICAS
Como se formam as ligações iônicas?
O NaCl tem energia mais baixa que Na+ e Cl-
1. Na perde elétrons
2. Elétrons ligam-se ao Cl
3. Íons agrupam-se como um cristal
Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas
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LIGAÇÕES IÔNICAS
Cloro
Sódio
Propriedades gerais dos sólidos iônicos:
a) sólidos cristalinos (duros e quebradiços)
b) pontos de ebulição e fusão altos
c) condução de eletricidade no estado líquido
d) Solubilidade alta em água
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Ligação covalente
Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural
Exemplo: Molécula do ácido clorídrico (HCl).
H 1s1 1 e- na camada de valênciaCl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 es- na camada de valência
H Cl. . :¨¨ Regra do octeto
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Ligações múltiplas
-Compartilhamento de dois pares de elétrons:
Ex.: ligação C-O na molécula de CO2
-Compartilhamento de três pares de elétrons:
Ex.: ligação C-N na molécula de HCN
H. C. :. N̈:.
O: :¨ O: :¨C: :
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Ligações sigma () e pi ()
As ligações sigma () ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da ligação.
Orbitais s-s
Molécula de H2
Orbitais s-p
Molécula de HF
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Ligações sigma () e pi ().
Orbitais p-p
Molécula de O2
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Ligações sigma () e pi ().
Os orbitais px e py estão perpendiculares ao eixo internuclear e a sobreposição ocorre lado a lado formando uma ligação do tipo pi ().
Ligação dupla Ligação tripla
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Todas as ligações covalentes simples são do tipo sigma
As ligações pi () são como nuvens de energia entre os orbitais p, semipreenchidos e paralelos entre si.
As ligações sempre acompanham uma ligação sigma. E são mais fraca que a ligação
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Corrigindo o modelo covalente: Eletronegatividade
Todas as ligações são híbridos de ressonância de estruturas covalentes e iônica
Cl - Cl Cl- Cl+ Cl+ Cl-
H - Cl H+ Cl- H- Cl+ Molécula polar
Molécula apolar
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Polaridade das ligações
Em moléculas onde os átomos são iguais a ligação é puramente covalente, pois nenhum dos átomos tem tendência a atrair os elétrons.
Já as moléculas formadas por átomos diferentes as estruturas iônicas podem ter contribuição diferente, se afinidade eletrônica de um dos átomos é maior que a do outro então ocorre a formação de cargas parciais sobre os átomos formando com isso uma ligação covalente polar.
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Os átomos em uma ligação covalente polar formam o dipolo elétrico (quando uma carga parcial positiva está próxima a uma carga parcial negativa).
A medida da magnitude das cargas parciais (dipolo elétrico) é o momento dipolar ().
+ -
Unidade: debye (D)
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•Linus Pauling, 1932 eletronegatividade () (o poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação)
Átomos com alta eletronegatividade atraem os elétrons
A maneira mais simples de estabelecer uma escala de eletronegatividade foi desenvolvida por Mulliken.
= ½ (I + Ea)
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Não existem fronteiras muito definidas entre as ligações covalentes polares e as ligações iônicas, mas pode-se considerar: •ligação iônica quando a diferença de for ~ 2 unidades•ligação covalente quando a diferença de for < 1,5 unidades
C = 2,6 CO diferença 1,2 então é covalente
O = 3,4 CaO diferença é 2,1 então é polar
Ca = 1,3
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Tabela de Eletronegatividade
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REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR
Método VSEPR:Quando numa moléculas os átomos unem-se, orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons .
Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado possível de si.
As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares.
Força da repulsão
90º > 120º > 180º
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A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou livres.
Átomo ligado
Átomo ligado
Átomo central
Distância longa entre pares:
repulsão fraca
Átomo central
Distância curta entre pares:
repulsão forte
Átomo ligado
Átomo central
Distância intermediária entre pares: repulsão
intermediária
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Número estérico e orientação do par eletrônico.Primeiro passo do método VSEPR é escrever a estrutura de Lewis e quantos pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central.
O número total de pares elétrons (compartilhados ou não) ao redor do átomo central chama-se número estérico
Para o número estérico 4 geometria quadrado planar (ângulos são de 90º entre si)
Tetraédrica os ângulos são de 109,50 e a repulsão é menor entre os pares de elétrons.
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Número estérico 4
1 par de elétrons livres
2 pares de elétrons livres
Tetraédrico
Piramidal
Angular
Estrutura DescriçãoExemplo
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Número estérico 5
1 par de elétrons livres
2 pares de elétrons livres
3 pares de elétrons livres
Gangorra
Bipirâmidetrigonal
Forma de T
Linear
Exemplo Estrutura Descrição
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Número estérico 6
1 par de elétrons livres
2 pares de elétrons livres
Octaédrica
Pirâmide de base
quadrada
Quadrado- planar
DescriçãoEstruturaExemplo
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Ligações intermoleculares
• Forças de van der Waals
São ligações fracas, mas são universais.
As mais importantes são as forças dipolo-dipolo e as forças de London (dipolo induzido).
• Ligações de Hidrogênio
União das moléculas
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Forças dipolo-dipoloForças dipolo-dipolo• São atrações elétricas entre moléculas polares. • As moléculas se alinham com as cargas parciais
opostas o mais perto possível• Quanto mais fortes as forças, maior é a energia para
separar as moléculas, portanto maior será o ponto de ebulição.
Cl
Cl
p-cloro benzeno(p.e = 174°C)
Cl
Cl
o-cloro benzeno (p.e. = 180°C)
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Forças dipolo-induzidoForças dipolo-induzido
• São geralmente muito fracas;
• Ocorrem nas moléculas apolares;
Uma região da molécula terá durante um breve tempo uma carga positiva parcial e a outra região terá durante este
tempo, uma carga parcial negativa
CH3CH2CH2CH2CH3
p.e. = 36°C
CH3 C CH3
CH3
CH3
p.e. = 10°C
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Ligações de hidrogênioLigações de hidrogênio
• Só ocorrem em moléculas que possuem o átomo de H preso a átomos muito eletronegativos como F, O e N.
HO
H HO
H
Moléculas de água
Moléculas de HF
H FH F H
FMoléculas de
ác. acético
CH3 CO
O HCH3C
O
OH