ÁguaamÔniacal se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma...
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ÁGUA AMÔNIACAL
Se dois átomos combinarem entre si, dizemos
que foi estabelecida entre eles uma
LIGAÇÃO QUÍMICA
Os elétrons mais externos do átomo (valência)
são os responsáveis pela
ocorrência da ligação química
Para ocorrer uma ligação química
é necessário que os átomos
percam ou ganhem elétrons, ou, então,
compartilhem seus elétrons
de sua última camada
Na Cl+ –
H H
O SÓDIO PERDEUELÉTRON
O CLORO GANHOUELÉTRON
OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem
distribuição eletrônica
semelhante à de um gás nobre, isto é,
apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em
sua última camada
Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas
Kossel e Lewis
e ficou conhecida como
TEORIA DO OCTETO
Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO
é estável e a regra é aplicada, principalmente,
para os elementos do antigo subgrupo A
(representativos)
da tabela periódica
H (Z = 1)
He (Z = 2)
F (Z = 9)
Ne (Z = 10)
Na (Z = 11)
1s1
1s2
2s2
3s1
2p5
INSTÁVEL
1s2
2s2 2p61s2
2s2 2p61s2
ESTÁVEL
INSTÁVEL
ESTÁVEL
INSTÁVEL
Na maioria das vezes, os átomos que:
Perdem elétrons
são os metais das famílias 1A, 2A e 3A
Recebem elétrons
são ametais das famílias 5A, 6A e 7A
1) Os átomos pertencentes à família dos metais
alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem
configuração eletrônica de gases nobres quando,
respectivamente, formam íons com números de carga:
a) + 1 e – 1.
b) – 1 e + 2.
c) + 2 e – 1.
d) – 2 e – 2.
e) + 1 e – 2.
ALCALINOS TERROSOS
HALOGÊNIOS
FAMÍLIA 2A
FAMÍLIA 7A
PERDE 2 ELÉTRONS
GANHA 1 ELÉTRONS
+ 2
– 1
2) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A
carga
do íon estável formado a partir deste átomo será:a) – 2.
b) – 1.
c) + 1.
d) + 2.
e) + 3.1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
ÚLTIMA CAMADA
3 ELÉTRONS PERDE
3 ELÉTRONS + 3
X (Z = 13)
LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE
Esta ligação ocorre devido à
ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA
entre íons de cargas opostas
Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma
grande
diferença de eletronegatividade,
isto é, um é
METAL e o outro AMETAL
LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17)
Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1
PERDE 1 ELÉTRON
Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
RECEBE 1 ELÉTRON
CLORETO DE SÓDIO
Na Cl+ –
Na Cl+ –
Consideremos os átomos de Sódio e Cloro:
11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
K=2 L=8 M=1 K=2 L=8 M= 7Observem que nenhum deles apresenta a última camada completa, por isso não estão estáveis.
Na Cl
Essa transferência de elétron faz com que ambos fiquem com 8 e- na Camada de Valência, tornando-se Íons.
Representação eletrônica ou de LEWIS
Na + Cl [Na+] [ Cl ]-
=> Por possuírem cargas opostas atraem-se formando a substância conhecidíssima : NaCl ou Cloreto de sódio ou Sal
=> Essa forma de união atômica recebe o nome de LIGAÇÃO IÔNICA ou LIGAÇÃO ELETROVALENTE.
=> Normalmente ocorre entre um Metal e um Ametal.
=> Os elementos das famílias 1, 2 e 13 apresentam 1, 2 e 3 e-, respectivamente na camada de valência e tendem, naturalmente a doá-los.
=> Os elementos das famílias 15, 16 e 17 tendem a receber e-.
Outros exemplos de ligação Iônica
=> União entre Cálcio(20) e Flúor(9):
2 e- cv 7 e- cv
F Ca F
[Ca2+] [ F -]2
CaF2 (Fluoreto de Cálcio) [anti-cárie e síntese do HCl]
Outros exemplos de ligação Iônica
=> União entre Alumínio(Fam 13) e Oxigênio(Fam 16):
3 e- cv 6 e- cv
Al Al
O O O
[Al3+]2 [ O 2-]3
Al2O3 (Óxido de Alumínio) [abrasivo industrial]
Formulando um composto Iônico
=> Descobrem-se as cargas dos íons envolvidos;
=> Invertem-se conforme esquema abaixo (cargas índices)
[Cátionx+]y [ Ânion y-]x
Ex.: [Ca2+] [ F - 1]2 CaF2
[Al3+]2 [ O 2-]3 Al2O3
UMA REGRA PRÁTICA
Para compostos iônicos poderemos
usar na obtenção da fórmula final o
seguinte esquema geral
C Ax y
1) A camada mais externa de um elemento X possui 3
elétrons, enquanto a camada mais externa de outro
elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de
um composto, formado por esses elementos é:
a) X2Y3.
b) X6Y.
c) X3Y.
d) X6Y3.
e) XY.
X
Y
perde 3 elétrons
ganha 2 elétrons
X3+
Y 2–
X Y23
02) O composto formado pela combinação do elemento X
(Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem
fórmula:a) XY.
b) XY2.
c) X3Y.
d) XY3.
e) X2Y.
X (Z = 20) 4s21s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Y (Z = 9)
X perde 2 elétrons X 2+
2s2 2p51s2
Y ganha 1 elétron Y 1 –
12 YX
A principal característica desta ligação é o
compartilhamento (formação de pares) de
elétrons entre os dois átomos ligantes
Os átomos que participam da ligação
covalente são
AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO
Os pares de elétrons compartilhados são
contados para os dois átomos ligantes
É quando cada um dos átomos ligantes
contribui com
um elétron para a formação do par
Consideremos, como primeiro exemplo, a
união entre dois átomos do
ELEMENTO HIDROGÊNIO (H)
para formar a molécula da substância
SIMPLES HIDROGÊNIO (H2)
H H
H H
FÓRMULA ELETRÔNICA
2H H
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
FÓRMULA MOLECULAR
H (Z = 1) 1s1
Consideremos, como segundo exemplo, a união entre
dois átomos do
ELEMENTO NITROGÊNIO (N)
para formar a molécula da substância
SIMPLES NITROGÊNIO (N2)
N (Z = 7) 2s2 2p31s2
N NN N FÓRMULA ELETRÔNICA
N N
N
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
2FÓRMULA MOLECULAR
Consideremos, como terceiro exemplo, a união
entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e
um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar
a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O)
H (Z = 1) 1s1
O (Z = 8) 2s2 2p41s2
OH H
OH H
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
H2O FÓRMULA MOLECULAR
01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se formando a substância:
Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17)
a) NCl e molecular.
b) NCl2 e iônica.
c) NCl2 e molecular.
d) NCl3 e iônica.
e) NCl3 e molecular.
como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente)
Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3
NCl
Cl
Cl
NCl3
02) (UESPI) O fosfogênio (COCl2), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante,
utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a
partir da reação:CO(g) + Cl2(g) COCl2(g)
Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta:
a) duas ligações duplas e duas ligações simples
b) uma ligação dupla e duas ligações simples
c) duas ligações duplas e uma ligação simples
d) uma ligação tripla e uma ligação dupla
e) uma ligação tripla e uma simples
Pág.114Ex. 02
CO
Cl
Cl
03) Observe a estrutura genérica representada abaixo;
Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as
ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo
seguinte elemento:
a) fósforo
b) enxofre
c) carbono
d) nitrogênio
e) cloro
XH
H
O
OOC
Se apenas um dos átomos contribuir com os
dois elétrons do par, a ligação será
COVALENTE DATIVA ou COORDENADA
A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do
átomo que cede os elétrons chegando no átomo
que recebe estes elétrons, através do
compartilhamento
Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do
dióxido de enxofre (SO2),
onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem
6 elétrons na camada de valência
S OO
S OO
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
SO2FÓRMULA MOLECULAR
01) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto
o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos.
Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos
afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é
respectivamente igual a:
Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16.
a) 4 e 3.
b) 2 e 4.
c) 4 e 4.
d) 8 e 4.
e) 8 e 6.
CO
O
O
SO
02) Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual
a provável família desse elemento na classificação periódica?
a) 3 A .
b) 4 A .
c) 5 A .
d) 6 A .
e) 7 A .
X 5 A
15
DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem
à regra do OCTETO
Átomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons
na camada de valência
H Be H
O berílio ficou estável com 4 elétrons
na camada de valência
H Be H
B
F
F
F
O boro ficou estável com 6 elétrons
na camada de valência
B
F
F
F
Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons
na camada de valência
SF
F
FF
F FS
F
F
FF
F F
O enxofre ficou estável com 12 elétrons
na camada de valência
P
Cl
Cl
Cl
ClClP
Cl
Cl
Cl
ClCl
O fósforo ficou estável com 10 elétrons
na camada de valência
Átomo que fica estável com número impar de elétrons
na camada de valência
O N O O N O
O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons
na camada de valência.
Compostos dos gases nobres
F Xe F XeF F
FF
Ainda na década de 1960 foram produzidos vários
compostos com os gases nobres . Hoje há muitos sendo
feitos em laboratórios de pesquisas.
Estes compostos só ocorrem com gases nobres de átomos
grandes, que comportam a camada expandida de valência.
01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os
compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que
atinjam o octeto?
a) BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5.
b) CO, NH3, HClO, H2SO3.
c) CO2, NH4OH, HClO2, H2SO4.
d) HClO3, HNO3, H2CO3, SO2.
e) HCl, HNO3, HCN, SO3.
02) (PUC – RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra:
BH3
CH4 H2O HCl XeF6
I II III IV Va) I, II e III.
b) II, II e IV.
c) IV e V.
d) I e IV.
e) I e V.
A condutividade elétrica é explicada pelo movimento livre dos elétrons nesse aglomerado de átomos metálicos (retículo cristalino). A regra do Octeto não se aplica a ligação metálica.
A representação das fórmulas metálicas é feita com o símbolo do átomo e um “n” representando a numerosa quantidade de elétrons no “mar”.
Exemplos: Fen Agn Aun Cun
Ligas metálicas são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos químicos sendo que pelo menos um deles é metal.
Tipo de Substância
Elementos químicos* P.E. e P.F.
Estado
Físico a 25ºC
Condutividade eletrica
Sólido Líquido
IÔNICAMetais e Ametais
Geralmente Altos Sólidos Não Sim
COVALENTE
Ametais e
Ametais
Geralmente Baixos
S, L e G
Não Não
METÁLICAMetais e Metais
Geralmente Altos
Sólidos**
Sim Sim* Inclua-se o Hidrogênio como ametal; ** Exceto Hg (líquido)
A forma geométrica de uma molécula pode ser
obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos as
REGRAS DE HELFERICH,
que podem ser resumidas da seguinte forma:
O C O OH H
Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES
Se o átomo central “A” não
possui par de elétrons
disponíveis, a molécula é
LINEAR
Se o átomo central “A”
possui um ou mais pares de
elétrons disponíveis, a
molécula é
ANGULAR
B
F
F
FN
ClCl
Cl
Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL
Se o átomo central “A”
não possui par de
elétrons disponíveis a
geometria da molécula
será
TRIGONAL PLANA
Se o átomo central “A”
possui par de elétrons
disponíveis a geometria
da molécula será
PIRAMIDAL
CCl
ClCl
Cl
Estas moléculas terão uma geometria
TETRAÉDRICA
moléculas do PCl 5
Estas moléculas terão uma geometria
BIPIRÂMIDE TRIGONAL
moléculas do SF6
Estas moléculas terão uma geometria
OCTAÉDRICA
Modelo VSEPR (Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de
Valência
01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas
estruturas: I : BeH2 - linear.
II : CH4 - tetraédrica.
III : H2O - linear.
IV : BF3 - piramidal.
V : NH3 - trigonal plana.
Pode-se afirmar que estão corretas:
a) apenas I e II.
b) apenas II, IV e V.
c) apenas II, III e IV.
d) apenas I, III e V.
e) todas.
Verdadeiro
Falso
Falso
Verdadeiro
Falso
02) As moléculas do CH4 e NH3 apresentam, as seguintes
respectivamente, as seguintes geometrias:
a) quadrada plana e tetraédrica.
b) pirâmide trigonal e angular.
c) quadrada plana e triangular plana.
d) pirâmide tetragonal e quadrada plana.
e) tetraédrica e pirâmide triangular.
Estas moléculas terão
uma geometria
TETRAÉDRICA
CH4
NH
HH
Se o átomo central
“A”
possui par de
elétrons disponíveis a
geometria da
molécula será
PIRAMIDAL
ClHCLORO
é mais eletronegativo que o
HIDROGÊNIO
δ+ δ-
HHOs dois átomos
possuem a mesma
ELETRONEGATIVIDADE
A polaridade de uma molécula
que possui mais de dois átomos é expressa pelo
VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( ) u
Se ele for NULO, a molécula será APOLAR;
caso contrário, POLAR.
CO O
A resultante das forças é nula
(forças de mesma intensidade, mesma direção
e sentidos opostos)
A molécula do CO2 é APOLAR
OH H
A resultante das forças é
diferente de ZERO
A molécula da água é
POLAR
01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são
apolares:a) NaCl e CCl4.
b) HCl e N2.
c) H2O e O2.
d) CH4 e Cl2.
e) CO2 e HF.CH4 e CCl4 têm geometria TETRAÉDRICA
com todos os ligantes
do carbono iguais, portanto, são
APOLARES
CH4, CCl4,
CO2 tem geometria LINEAR
com todos os ligantes
do carbono iguais, portanto, é
APOLAR
CO2,
N2, O2 e Cl2 são substâncias SIMPLES,
portanto, são
APOLARES
N2, O2, Cl2.
02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente
de zero (molecular polar) é:
a) CS2.
b) CBr4.
c) BCl3.
d) BeH2.
e) NH3.
NH3 tem geometria
piramidal, portanto, é POLAR
NH3 tem geometria
piramidal, portanto, é POLAR
03) (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes abaixo:I) CH4 II) CS2 III) HBr IV) N2
Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero?
CH4
Molécula
tetraédrica que
são
APOLARES
moléculas
LINEARES
com
ligantes
iguais são
APOLARES
S C S BrH
moléculas
DIATÔMICAS
com ligantes
diferentes
são
POLARES
NN
moléculas
DIATÔMICAS
com ligantes
iguais são
APOLARES
São as ligações que resultam da interação
ENTRE MOLÉCULAS, isto é,
mantêm unidas moléculas de uma
substância
As ligações INTERMOLECULARES podem ser em:
Dipolo permanente – dipolo permanente
Dipolo induzido – dipolo induzido ou
forças de dispersão de London
Ponte de hidrogênio
Em uma MOLÉCULA POLAR sua
extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da
molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva
que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha
+ – + – + –
+– +– +–
Nas moléculas APOLARES, uma nuvem
de elétrons se encontra em constante movimento
H H– H H –
Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica
estiver deslocada para um dos extremos da molécula,
pode-se dizer que foi criado um
DIPOLO INDUZIDO,
isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS
Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o
HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e
muito eletronegativos, especialmente
o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO.
Esta forte atração chama-se
PONTE DE HIDROGÊNIO,
sendo verificada nos estados sólido e líquido
HF
H F H F
HF
As pontes de hidrogênio são mais intensas que
as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que
as interações dipolo – dipolo induzido
OH
O
H
O
H
H
O
H H
OH
H
H
H
OH
H
01) Compostos de HF, NH3 e H2O apresentam pontos
de
fusão e ebulição maiores quando comparados com
H2S
e HCl, por exemplo, devido às:a) forças de Van Der Waals.
b) forças de London.
c) pontes de hidrogênio.
d) interações
eletrostáticas.
e) ligações iônicas.
02) (UCDB-DF) O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa
diretamente
para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o
gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a
qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a
100°C. Nas três mudanças de estados físicos,
respectivamente,
são rompidas:a) ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de
hidrogênio.
b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações
iônicas.
c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e
ligações covalentes.
d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes
de hidrogênio.
e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e
interações de Van der Waals.
03) Considere o texto abaixo.“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se
por.................................
No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de
carbono unem-se por
...................................... . Conseqüentemente, a 1 atm de
pressão, é possível
prever que a mudança de estado de agregação do gelo
ocorra a uma temperatura
................ do que a do gelo seco.”
I
II
III
Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser
substituídos, respectivamente, por:
a) Forças de London, pontes de hidrogênio
e menor.
b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der
Waals e maior.
c) Forças de Van der Waals, pontes de
hidrogênio e maior.
d) Forças de Van der Waals, forças de
London e menor.
e) Pontes de hidrogênio, pontes de
hidrogênio e maior.
PONTES DE HIDROGÊNIO
FORÇAS DE VAN DER WAALS
MAIOR
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