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Ligações Químicas Profº Diego C. Abreu

Ligações Químicas Profº Diego C. Abreu. Por que os átomos se ligam?. Na natureza, as substâncias buscam um estado energético mais estável, ou seja, de menor energia. Regra do octeto.

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Ligações Químicas Profº Diego C. Abreu

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Presentation Transcript

  1. Ligações QuímicasProfº Diego C. Abreu

  2. Por que os átomos se ligam?

  3. Na natureza, as substâncias buscam um estado energético mais estável, ou seja, de menor energia

  4. Regra do octeto 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.

  5. Regra do Octeto • Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral:ns2 np6 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.

  6. Regra do Dueto • Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. Configuração Geral:ns2 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.

  7. Tipos de ligação Ligação iônica metal+ ametal Ligação covalente ametal+ ametal Ligação metálica metal+metal

  8. Estruturas de Lewis Um símbolo de Lewis é um símbolo no qual os elétrons da camada de valência de um átomo ou de um íon simples são representados por pontos colocados ao redor do símbolo do elemento. Cada ponto representa um elétron. Cl 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 C.V.= 7e Cl 17Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 C.V.= 8e Repare nos exemplos acima que o cloro possui sete elétrons de valência, enquanto que o íon cloreto, oito.

  9. Cl Cl- Na Na+ LIGAÇÃO IÔNICA • Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl. Na (Z = 11)  1s2 ,2s2, 2p6, 3s1 Cl ( Z = 17)  1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

  10. Ligação Iônica Configuração dos Átomos: Na Cl

  11. Ligação Iônica Transferência do elétron: Na Cl

  12. Ligação Iônica Formação dos íons: Na+ Cl-

  13. Na+ Cl- Ligação Iônica Atração Eletrostática:

  14. Estrutura cristalina do NaCl sólido

  15. Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) 20Ca - ( tende a ceder 2 elétrons) 17Cl – (tende a receber um elétron)

  16. Quem perde e quem recebe elétrons? PERDE ELÉTRONS METAIS GANHA ELÉTRONS AMETAIS

  17. [A]+X [B]-Y Y X Fórmula dos Compostos Iônicos  Cargas = + xy – xy = zero Exemplos: Ca+2 + Br-1 CaBr2 Al+3 + S-2  Al2S3

  18. Mais exemplos • K+Cl-  KCl • Ca+2I-1 CaI2 c) Al+3S-2  Al2S3 d) Fe+3O-2  Fe2O3

  19. Características dos compostos iônicos • São sólidos nas condições ambiente; • Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; • Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.

  20. Cl Cl Ligação Covalente • Definição: A ligação covalente comum baseia-se no compartilhamento de um ou mais pares de elétrons, onde cada átomo envolvido na ligação contribui com 1 elétron para a formação do par eletrônico Exemplo: formação do cloro – Cl2. Cl ( Z = 17)  1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Possui 7 elétrons na camada de valência

  21. Ligação covalente Configuração dos Átomos:

  22. Ligação Covalente Atração Quântica:

  23. O O Representação da ligação covalente O2 O = O Fórmula Molecular Fórmula Estrutural Fórmula eletrônica ou de Lewis

  24. Exercício As ligações abaixo estão representadas em sua fórmula molecular, faça a representação de Lewis e a representação estrutural: • F2 • b) O2 • c) N2 • d) CO2 • e) HCl

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