 Ocorre geralmente entre AMETAIS e

1. LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR) Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7. H H AMETAL AMETAL

2. H H O O N N Ligaçõescovalentes normais Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular H  H H2 Lig. Covalente Simples 1 sigma O  O O2 Lig. Covalente Dupla 1 sigma + 1 pi N  N N2 Lig. Covalente Tripla 1 sigma + 2 pi

3. A B A B A B Orbitais moleculares  e   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 .     

4. C x x C N GEOMETRIA MOLECULAR “Braços” são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central. 2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços”

5. Moléculas Diatômicas - Linear Moléculas Poliatômicas: Sobra e-: ANGULAR 2 “Braços” Ñ sobra e-: LINEAR H2O CO2 Sobra e-: PIRAMIDAL 3 “Braços” Ñ sobra e-: TRIGONAL NH3 SO3 4 “Braços” TETRAÉDRICA CH4

6. X2 H H Ex.: H2, N2, O2 Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180°

7. XY H Cl Ex.: HBr, HCl, HF Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180°

8. XY2 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas O O C Ex.: CO2, CS2 Geometria: Linear Ângulo: 180°

9. XY2 e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas S O O Ex.: SO2 Geometria: Angular Ângulo: 112°

10. XY22e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H O Ex.: H2O, H2S Geometria: Angular Ângulo: 105°

11. XY3 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H H B Ex.: BF3, BH3 Geometria: Trigonal Plana Ângulo: 120°

12. XY3 e 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H H N Ex.: NH3, PH3 Geometria: Piramidal Ângulo: 107°

13. XY4 4 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H H H C Ex.: CH4,CCl4 Geometria: Tetraédrica Ângulo: 109°28’

14. 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

15. Geometria das moléculas orgânicas Moléculas orgânicas maiores: Observa-se geometria dos carbonos (ligações de cada carbono)

16. Polaridade das ligações químicas Elas podem ser : POLARES E APOLARES

17. 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).

18. H Cl Pólo: é a região com acúmulo de carga elétrica.  -  + (Pólo)

19. 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. Eletronegatividade

20. H H O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos 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

21. 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)

22. Polaridade de moléculas Nº de nuvens Nº de átomos iguais eletrônicas ao redor = ligados ao átomo do átomo central central Molécula apolar

23. Polaridade de moléculas Nº de nuvens Nº de átomos iguais eletrônicas ao redor ≠ ligados ao átomo do átomo central central Molécula polar

24. 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

25. H H H H H H H H H H H H N O C Cl APOLAR POLAR POLAR POLAR SIMÉTRICA = APOLAR

26. Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos) • Metano (CH4), eteno ou etileno (C2H4), etino ou acetileno (C2H2), tetracloreto de carbono (CCl4), sãoAPOLARES • Hidrocarbonetos com cadeias maiores, são apolares ou têm baixa polaridade (ex. frações do petróleo)

27. Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos) • Óleos e gorduras – polaridade praticamente nula. • Metanol (H3C-OH), éter dimetílico (H3C-O-CH3), são POLARES

28. 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).

29. 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.

30. 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.

31. 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;

32. 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 -

33. Ligações ou Forças Intermoleculares • Se a substância for apolar a ligação será chamada de dipolo instantâneo- dipolo induzido; Força de London (ou Força deVan 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.

34. 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;

35. 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.

36. Van der Walls Johannes 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.

37. 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: DipoloPressão causa uma aproximação induzido entre as moléculas surgindo, assim, o dipolo induzido. - + - + - + - + - + - + - + - +

38. 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).

39. Pontes de Hidrogênio Principais 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.

40. FORÇAS INTERMOLECULARES

41. 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 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 Walls Sólido Líquido Gasoso

42. 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.

43. 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.

44. Propriedades Físicas dos Compostos Regra de Prática Solubilidade: Semelhante tende a dissolver Semelhante

45. 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.

46. 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.

47. 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.

48. 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.

49. 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.