Ocorre geralmente entre AMETAIS eHIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a
de eletronegatividade < 1,7.
LIGAÇÃO COVALENTE
(MOLECULAR)
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
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 .
“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
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
HH HH
X2Ex.: H2, N2, O2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
Moléculas Diatômicas
XYEx.: HBr, HCl, HF
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
HH ClCl
Moléculas Diatômicas
XY2Ex.: CO2, CS2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
CC OOOO
2 “Braços”Moléculas
Poliatômicas
Ex.: SO2
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
XY2 e2 “Braços”
Moléculas Poliatômicas
S
O O
Ex.: H2O, H2S
Geometria: Angular
Ângulo: 105°
XY22e2 “Braços”
Moléculas Poliatômicas
OO
HH HH
XY3Ex.: BF3, BH3
Geometria: TrigonalPlana
Ângulo: 120°
HH
HH
HHBB
3 “Braços”Moléculas
Poliatômicas
Ex.: NH3, PH3
Geometria: Piramidal
Ângulo: 107°
XY3 e3 “Braços”
Moléculas Poliatômicas
NNHH HH
HH
Ex.: CH4,CCl4
Geometria: TetraédricaÂngulo: 109°28’
XY4
CCHH
HH
HHHH
4 “Braços”Moléculas
Poliatômicas
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
Geometria das moléculas orgânicas
Moléculas orgânicas maiores:
Observa-se geometria dos carbonos (ligações de cada carbono)
Polaridade das ligações químicas
Elas podem ser :
POLARES E APOLARES
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).
H Cl + (Pólo)
Pólo: é a região com acúmulo de carga elétrica. -
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.
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
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)
Polaridade de moléculas
Nº de nuvens Nº de átomos iguais
eletrônicas ao redor = ligados ao átomo
do átomo central central
Molécula apolar
Polaridade de moléculas
Nº de nuvens Nº de átomos iguais
eletrônicas ao redor ≠ ligados ao átomo
do átomo central central
Molécula polar
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
HH HH
HH ClCl
CC
HH
HH
HH
HH
OO
HH HH
NN
HH HH
HH
APOLAR
POLAR
POLAR
POLAR SIMÉTRICA = APOLAR
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)
Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos)
• Óleos e gorduras – polaridade praticamente nula.
• Metanol (H3C-OH), éter dimetílico
(H3C-O-CH3), são POLARES
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).
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.
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.
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;
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 -
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.
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;
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.
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.
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.
- + - +
- + - +
- +
- +
- +
- +
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).
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.
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
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
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.
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.
Propriedades Físicas dos Compostos
Regra de Prática Solubilidade:
Semelhante tende a dissolver
Semelhante
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.
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.
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.
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.
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.
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