Post on 18-Nov-2021
Ligações
QuímicasProfª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs
DAQBIlorainejacobs@utfpr.edu.br
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
Propriedades das
Ligações
Químicas
• Os elétrons da camada de valência apresentam-
se organizados em pares, mesmo que não
estejam envolvidos no compartilhamento.
• O número de pares compartilhados na ligação
covalente, relaciona-se com a regra do octeto (
formar pares de elétrons observando que o total
de elétrons atinja oito ).
TEORIA DA REPULSÃO DOS
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
• Os elementos monovalentes (H e 7A) tendem a
compartilhar um elétron, formando um par de
elétrons; os bivalentes (6A) tendem a
compartilhar 2 elétrons, formando 2 pares de
elétrons ; os trivalentes (5A) tendem a
compartilhar 3 elétrons, formando 3 pares de
elétrons e, os tetravalentes (4A) tendem a
compartilhar 4 elétrons, formando 4 pares de
elétrons.
TEORIA DA REPULSÃO DOS
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
• Simplificadamente, se diz que os átomos envolvidos na
covalência são atraídos pelos elétrons da última camada
do ligante, embora se saiba que a atração ocorre entre os
núcleos e todos os elétrons da eletrosfera mesmo que
não estejam envolvidos no compartilhamento.
• Os pares de elétrons podem ser organizados em dois
tipos:
• PL (Pares Ligantes): pares de elétrons que unem os
átomos da ligação.
• PNL(Pares Não Ligantes): pares de elétrons que
não participam das ligações.
TEORIA DA REPULSÃO DOS
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
• Ex:
• Alguns compostos não seguem a regra do octeto
TEORIA DA REPULSÃO DOS
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
• Dê a representação eletrônica das seguintes moléculas
• HCl
• NH3
• H2
• O2
TEORIA DA REPULSÃO DOS
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
• Número de elétrons à distribuir (NED)
• do nº de elétrons das camadas de valência
• Cálculo do nº de pares de elétrons
• Distribuição dos pares de elétrons
Ex: PCl3• P = 5A 5e- na camada de valência x 1 = 5e-
• Cl = 7A 7e- na camada de valência x 3 = 21e-
• Total 26e-
• NED /2 = nº de pares de e- = 13 pares de e-
FÓRMULAS ESTRUTURAIS -
CONSTRUÇÃO
• Distribuição dos pares de elétrons
• Escolher o átomo central (moléculas simples
participa com 1 elemento) – P
• Colocar um par de elétrons entre os átomos ligantes
FÓRMULAS ESTRUTURAIS -
CONSTRUÇÃO
• Distribuir os demais pares respeitando a regra do octeto
e lembrando que, elementos do 3º período em diante,
podem ultrapassar o octeto (desde que não seja
possível respeitar o octeto para todos os elementos
da molécula).
Obs: Considerar a possibilidade de formação de mais de um
par de elétrons entre os átomos (ligação dupla ou tripla), a
fim de que todos os átomos completem 8 elétrons na
camada de valência.
FÓRMULAS ESTRUTURAIS -
CONSTRUÇÃO
• Complete a tabela abaixo:
FÓRMULAS ESTRUTURAIS -
CONSTRUÇÃO
Molécula NH3 SO2 CO2
NED
Nº de pares
Átomo Central
Distribuição dos Pares
PL
PNL
• Complete a tabela abaixo:
FÓRMULAS ESTRUTURAIS -
CONSTRUÇÃO
Molécula NH3 SO2 CO2
NED N(5A) – 5e-
H - 1e- x 3 = 3e-
Total = 8e-
S(6A) – 6e-
O (6A) - 6e- x 2 = 12e-
Total = 18e-
C(4A) – 4e-
O (6A) - 6e- x 2 = 12e-
Total = 16e-
Nº de pares 4 9 8
Átomo
Central
N S C
Distribuição
dos Pares
PL 3 3 4
PNL 1 6 4
• Os pares de elétrons envolvidos na estrutura da molécula
(pares ligantes e pares não ligantes) procuram uma
orientação espacial onde a repulsão entre os pares seja a
menor possível. A partir dessa orientação espacial pode-
se chegar a geometria molecular.
• Regiões de repulsão: uma ligação simples, uma ligação
dupla, uma ligação tripla, um par não ligante
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 4 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 4 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 4 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 4 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 3 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 3 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 3 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
• 2 regiões de repulsão
FÓRMULAS ESTRUTURAIS –
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES
Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito
de eletronegatividade.
* Com base na definição de eletronegatividade foi
possível desenvolver uma regra para determinar se
uma ligação química apresenta um caráter iônico ou
covalente.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
- Ligações Iônicas
- Ligações Covalentes
a- Ligações Covalentes Polares
b- Ligações Covalentes Apolares
a) Polaridade das Moléculas Diatômicas:
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Moléculas Polares: r 0 Moléculas Apolares: r = 0
- Para se determinar r deve-se considerar dois
fatores
a)Eletronegatividade
a)Geometria da Molécula
•Determinada pelo vetor de momento dipolar
resultante (r).
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Ligação Iônica – Átomos diferentes ligados. Diferença de
eletronegatividade superior a 1,7.
Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1.
Ligação Covalente Polar – Átomos diferentes ligados.
Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7.
Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9.
Ligação Covalente Apolar – Átomos iguais ligados.
Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero).
Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero).
a) ELETRONEGATIVIDADE
A polaridade das moléculas poliatômicas dependem
da Geometria da Molécula e do Número de
elétrons Isolados na Molécula.
cis-dicloro-eteno
Molécula Polar μ ≠ 0
trans-dicloro-eteno
Molécula Apolar μ = 0
b) GEOMETRIA
• Dizemos que as moléculas assimétricas são
polares e que as moléculas simétricas são
apolares, devido à diferença de densidade
eletrônica.
• A simetria da molécula está associada a dois
fatores: ao tipo de átomo envolvido na ligação e a
geometria molecular.
b) GEOMETRIA
• Geometria Linear
• Moléculas diatômicas com átomos iguais
• Moléculas diatômicas com átomos diferentes
b) GEOMETRIA
Apolar
Polar
• Geometria Linear
• Moléculas triatômicas com átomos iguais
ligados ao átomo central
• Moléculas triatômicas com átomos diferentes
ligados ao átomo central
b) GEOMETRIA
Apolar
Polar
• Geometria Angular
• As moléculas com geometria angular são
assimétricas, portanto são polares. Os PL e os
PNL formam ângulos entre si que fazem com
que existam zonas de maior densidade
eletrônica em determinadas regiões.
b) GEOMETRIA
Polar
• Geometria Trigonal Plana
• Ligantes Iguais – Molécula Apolar
• Ligantes Diferentes – Molécula Polar
b) GEOMETRIA
Polar
Apolar
• Geometria Piramidal
• As moléculas com geometria piramidal serão
assimétricas, portanto polares. Os PL e os
PNL formam ângulos entre si fazendo com que
haja zonas de densidades eletrônicas
diferentes, não havendo possibilidade de
compensação dos efeitos das polaridades dos
átomos presentes.
b) GEOMETRIA
Polar
• Geometria Tetraédrica
• Ligantes Iguais – Molécula Apolar
• Ligantes Diferentes – Molécula Polar
b) GEOMETRIA
Polar
Apolar
Interações
QuímicasLigações Secundárias
Uma interação química significa que as
moléculas se atraem ou se repelem entre si, sem
que ocorra a quebra ou formação de novas
ligações químicas.
Estas interações são frequentemente chamadas
de interações não covalentes ou interações
intermoleculares.
INTERAÇÕES QUÍMICAS
PODEM SER:
Interações iônicas
Forças Moleculares (intermoleculares)
Forças de dispersão
Forças Dipolo-Dipolo
Ligações de hidrogênio
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
São interações eletrostáticas fortes que ocorrem
entre cátions e ânions, que são grupos
funcionais com cargas positivas e negativas,
respectivamente.
Geralmente os compostos onde este tipo de
interação é predominante são ditos serem
compostos iônicos.
INTERAÇÕES IÔNICAS
Como exemplo podemos citar os compostos :
[Na]+Cl- (cloreto de sódio)
[CH3CO2]-Na+ (acetato de sódio)
FORÇAS MOLECULARES
DISPERSÃO
Van der Waals ou dipolo instantâneo – dipolo induzido
Substâncias Apolares – Estado líquido
10 vezes mais fracas que dipolo-dipolo
FORÇAS MOLECULARES
DIPOLO-DIPOLO
Lado positivo da molécula atrai o lado negativo da molécula
vizinha.
FORÇAS MOLECULARES
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
Pontes de hidrogênio – Somente em estado Líquido e Gasoso
Hidrogênio ligado a elementos eletronegativos
F; N e O
FORÇAS MOLECULARES
TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO
Quanto maior a atração intermolecular, maior a temperatura de fusão e ebulição.
O tamanho das moléculas também influencia na TE e TF.
OU SEJA
Em moléculas de tamanhos semelhantes: Quanto
maior a interação maior TF e TE
Em moléculas com o mesmo tipo de interação:
Quanto maior a molécula maior TF e TE
TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO
Ligação de Hidrogênio: HF- H2O - NH3
Ligação Dipolo Dipolo: HCl – HBr – HI
Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F2, Cl2,
Br2, I2
POLARIDADE E SOLUBILIDADE
Substâncias Polares tendem a se dissolver em
Solventes Polares
Substâncias Apolares tendem a se dissolver em
Solventes Apolares