ocorre geralmente entre ametais e hidrogÊnio ou ametais entre si, desde que a de eletronegatividade...
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Ocorre geralmente entre AMETAIS eHIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a
de eletronegatividade < 1,7.
LIGAÇÃO COVALENTE
(MOLECULAR)
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Ligações covalentes normaisFórmula de Lewis
Fórmula estrutural Fórmula molecular
H
H
OO
NN
H H
O ON N
H2
N2
O2
Lig. Covalente Simples
Lig. Covalente Dupla
Lig. Covalente Tripla
1 sigma
1 sigma + 1 pi
1 sigma + 2 pi
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A B
Orbitais moleculares
e
A B
A B
Um mesmo átomo pode fazer até 4 ligações covalentes comuns mas, entre dois átomos, o número máximo de ligas covalentes comuns é 3. Dependendo da quantidade de ligações e dos orbitais em que estas se formam, podemos representá-las por ou .
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“Braços” são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central.
Nx x
2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços”
C C
GEOMETRIA MOLECULAR
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Moléculas Diatômicas - Linear
2 “Braços”
Moléculas Poliatômicas:Sobra e-: ANGULAR
Ñ sobra e-: LINEAR
3 “Braços”Sobra e-: PIRAMIDAL
Ñ sobra e-: TRIGONAL
4 “Braços” TETRAÉDRICA
H2O CO2
NH3 SO3
CH4
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HH HH
X2Ex.: H2, N2, O2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
Moléculas Diatômicas
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XYEx.: HBr, HCl, HF
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
HH ClCl
Moléculas Diatômicas
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XY2Ex.: CO2, CS2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
CC OOOO
2 “Braços”Moléculas
Poliatômicas
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Ex.: SO2
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
XY2 e2 “Braços”
Moléculas Poliatômicas
S
O O
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Ex.: H2O, H2S
Geometria: Angular
Ângulo: 105°
XY22e2 “Braços”
Moléculas Poliatômicas
OO
HH HH
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XY3Ex.: BF3, BH3
Geometria: TrigonalPlana
Ângulo: 120°
HH
HH
HHBB
3 “Braços”Moléculas
Poliatômicas
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Ex.: NH3, PH3
Geometria: Piramidal
Ângulo: 107°
XY3 e3 “Braços”
Moléculas Poliatômicas
NNHH HH
HH
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Ex.: CH4,CCl4
Geometria: TetraédricaÂngulo: 109°28’
XY4
CCHH
HH
HHHH
4 “Braços”Moléculas
Poliatômicas
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Geometria das moléculas orgânicas
Com 1 átomo de carbono:
• Linear (2 ligações duplas ou 1 simples e 1 tripla)- Insaturado
• Trigonal Plano ( 1 dupla e 2 simples) – insaturado
• Tetraédrico (4 ligações simples)- saturado
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Geometria das moléculas orgânicas
Moléculas orgânicas maiores:
Observa-se geometria dos carbonos (ligações de cada carbono)
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Polaridade das ligações químicas
Elas podem ser :
POLARES E APOLARES
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Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade.Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
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H Cl + (Pólo)
Pólo: é a região com acúmulo de carga elétrica. -
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Eletronegatividade
É uma propriedade periódica importante.
É a tendência que um átomo possui em atrair elétrons.
A eletronegatividade pode também ser chamada de caráter não-metálico.
Sua variação:
- Grupo: aumenta de baixo para cima.
- Período: aumenta da esquerda para a direita.
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Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade.Ex.: H2, O2, N2
H HO par eletrônico é eqüidistante
aos dois núcleos
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Polaridade da Ligação Iônica
Escala de eletronegatividade de Linus Pauling em ordem crescente:
METAIS, H, P,C, S, I, Br, Cl, N, O, F
A ligação Iônica é sempre polar, pois a diferença de eletronegatividade é muito grande (metal e não-metal)
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Polaridade de moléculas
Nº de nuvens Nº de átomos iguais
eletrônicas ao redor = ligados ao átomo
do átomo central central
Molécula apolar
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Polaridade de moléculas
Nº de nuvens Nº de átomos iguais
eletrônicas ao redor ≠ ligados ao átomo
do átomo central central
Molécula polar
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Polaridade de moléculas
• Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares.
Ex. O2
• Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são sempre polares. Ex. HF
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HH HH
HH ClCl
CC
HH
HH
HH
HH
OO
HH HH
NN
HH HH
HH
APOLAR
POLAR
POLAR
POLAR SIMÉTRICA = APOLAR
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Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos)
• Metano (CH4), eteno ou etileno (C2H4), etino ou acetileno (C2H2), tetracloreto de carbono (CCl4), são APOLARES
• Hidrocarbonetos com cadeias maiores, são apolares ou têm baixa polaridade (ex. frações do petróleo)
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Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos)
• Óleos e gorduras – polaridade praticamente nula.
• Metanol (H3C-OH), éter dimetílico
(H3C-O-CH3), são POLARES
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Ligações ou Forças Intermoleculares
Essas ligações mantém as moléculas unidas nos estados sólido (muito juntas e quase sem liberdade) e líquido (mais ou menos próximas e com movimento médio) e quando são rompidas, as moléculas passam para o estado gasoso (muito separadas, com muita liberdade).
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Ligações ou Forças Intermoleculares
• Quanto maior a intensidade dessas forças ou ligações, menos volátil é a substância.
• Estas ligações dependem, preponderantemente, da polaridade que a substância possui.
• Ex: As colas interagem por meio de ligações intermoleculares com os objetos a serem colados.
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Ligações ou Forças Intermoleculares
• Se a substância for polar a ligação será chamada de dipolo-dipolo ou dipolo permanente- dipolo permanente, onde a principal ligação é a ponte de hidrogênio; O pólo negativo de uma molécula atrai o pólo positivo da molécula vizinha e o positivo atrai o negativo. Ex: HCl.
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A Força Dipolo- Dipolo:
• É independente de um meio externo à molécula para sua existência.
Suas principais características são:• Ocorre em compostos polares;• Os compostos possuem em sua
estrutura pólos bem definidos. Estes pólos são chamados de dipolos permanentes;
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Forças por Dipolo-dipolo• Em compostos polares, como o HBr, temos a constituição de dipolo permanente
entre os elementos que constituem a molécula:
A diferença de eletronegatividade
e a geometria molecular determinam
a formação do dipolo permanente.
• Ocorre uma atração eletrostática entre os pólos positivo e negativo do composto. Note que esta atração independe de meio externo à molécula:
Forças de dipolo permanente
+H Br -
+H Br -
+H Br -
+H Br -+H Br -
+H Br -
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Ligações ou Forças Intermoleculares
• Se a substância for apolar a ligação será chamada de dipolo instantâneo- dipolo induzido; Força de London (ou Força de Van der Walls para alguns autores). São forças muito fracas. Ex: H2
A força de Van der Walls ocorre em todas as substâncias, polares ou apolares, mas é a única das apolares.
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Dipolo instantâneo- dipolo induzido
• Dependem de um fator externo à molécula para que possam existir. O fator pode ser a pressão, carga elétrica,etc.
• Este fator externo provoca uma ligeira polarização (dipolo induzido ) no composto apolar;
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Dipolo instantâneo- dipolo induzido
• São consideradas forças fracas pois facilmente podem ser extintas, basta para tanto que o fator externo seja impedido de ter sua atuação;
• Os principais exemplos de compostos que possuem este tipo de força intermolecular são os hidrocarbonetos.
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Van der WallsJohannes Diderik Van der Walls,
Leiden 1837 - Amsterdan 1923- físico holandês que estabeleceu
uma equação do estado dos fluídos com maior exatidão do
que a dos gases perfeitos. Descobre a lei dos estados
correspondentes, porém, seu estudo de maior importância
relacionou as forças de atração entre as moléculas, que lhe conferiu o Prêmio Nobel de
Física em 1910.
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Forças de Van der Walls ou de London
Os compostos apolares, em geral, estão na fase gasosa, possuindo suas moléculas bem separadas:
Moléculas
apolares
Quando um fator externo ( no caso a pressão ) atua ocorre o desenvolvimento de um dipolo induzido:
Dipolo Pressão causa uma aproximação
induzido entre as moléculas surgindo, assim,
o dipolo induzido.
- + - +
- + - +
- +
- +
- +
- +
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Pontes de Hidrogênio
São ligações entre moléculas polares, que se estabelecem quando o hidrogênio, muito polarizado, de uma molécula, une-se com o F, O, N
de outra molécula, em conseqüência da atração eletrostática provocada pela grande polaridade dos elementos (são muito fortes).
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Pontes de HidrogênioPrincipais características:
• Ocorrem em compostos muito polarizados;
• O hidrogênio deve estar ligado a F, O, N
• O ( HF ) é o único caso de pontes de hidrogênio na fase gasosa.
• H2O e NH3 também são casos de pontes de hidrogênio.
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Pontes de HMoléc. Polares
Com H ligado a FON
Muito Fortes
Altos PF e PE
Forças de Van Der Waals
Dipolo-Dipolo(Permanente)
Moléc.
PolaresMédias
Dipolo Instantâneo- Dipolo Induzido
Moléc.
Apolares
Muito Fracas
Baixos PF e PE
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Propriedades Físicas dos Compostos
Ponto de Fusão e Ponto de EbuliçãoEm geral, os pontos de fusão e ebulição das substâncias podem ser
previstos através de:
• Quanto maior o mol d uma substância maiores serão suas propriedades físicas,
• Quando mais intensa a força da atração molecular maiores serão as propriedades físicas.
Assim, em resumo, temos:
Ligações Pontes de Dipólo Van der
iônicas hidrogênio permanente WallsSólido Líquido Gasoso
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Propriedades Físicas dos Compostos
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição: Em geral, os pontos de fusão e ebulição das
substâncias podem ser previstos através de:• Quanto maior o mol de uma substância maiores
serão suas propriedades físicas,• Quando mais intensa a força da atração molecular
maiores serão as propriedades físicas.
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Propriedades Físicas dos Compostos
Solubilidade
É a propriedade que um composto apresenta de ser disseminado em outro através de pequenas partículas. Um exemplo deste fenômeno é a dissolução de uma pequena quantidade de sal de cozinha em água.
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Propriedades Físicas dos Compostos
Regra de Prática Solubilidade:
Semelhante tende a dissolver
Semelhante
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Observações:
• Os solventes polares mais comuns são H2O, NH3 e álcool,
• Os solventes apolares mais comuns são o CCl4, CS2, C6H6 e os hidrocarbonetos.
• Os solutos são substâncias dissolvidas em outras chamadas de solventes.
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Tamanho da cadeia carbônica e solubilidade
• A solubilidade diminui com o aumento da cadeia carbônica.
• O metanol (H3C-OH) se dissolve bem em água, pois o OH é polar, mas se um álcool tiver um número grande de carbonos e hidrogênios, se assemelha a hidrocarboneto e predomina a parte apolar, diminuindo a solubilidade.
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Grupos hidrófobos e hidrófilos
• Hidrófilos: são as partes polares de uma molécula. Ex: -OH, -NH2, -COOH. Quanto maior o nº desses grupos, maior será a tendência de a substância se solubilizar em água.
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Grupos hidrófobos e hidrófilos
• Hidrófobos: São as partes apolares de uma molécula. Quando estão em grande quantidade não deixam que a substância se dissolva bem em água.
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Livro didático:
• Química na abordagem do cotidiano; vol 3, Peruzzo/Canto
• Capítulo 4, da página 70 à 91
• Exercícios sobre todo o capítulo: da página 88 à 91.