GUA AMNIA Prof Agamenon Roberto Se dois tomos

ÁGUA AMÔNIA Prof. Agamenon Roberto

Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química Prof. Agamenon Roberto

Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada O SÓDIO PERDEU ELÉTRON Na H + Cl – O CLORO GANHOU ELÉTRON H OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS Prof. Agamenon Roberto

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 Prof. Agamenon Roberto

Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é estável e é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A (representativos) da tabela periódica H (Z = 1) 1 s 1 INSTÁVEL He (Z = 2) 1 s 2 ESTÁVEL F (Z = 9) 1 s 2 2 p 5 INSTÁVEL Ne (Z = 10) 1 s 2 2 p 6 ESTÁVEL Na (Z = 11) 1 s 2 2 p 6 3 s 1 INSTÁVEL Prof. Agamenon Roberto

Na maioria das vezes, os átomos que: Perdem elétrons são os metais das famílias 1 A, 2 A e 3 A Recebem elétrons são ametais das famílias 5 A, 6 A e 7 A Prof. Agamenon Roberto

01) Os átomos alcalinos pertencentes terrosos configuração e eletrônica dos de à família dos halogênios gases metais adquirem 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 2 A FAMÍLIA 7 A PERDE 2 ELÉTRONS GANHA 1 ELÉTRONS +2 – 1 Prof. Agamenon Roberto

02) 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. ÚLTIMA CAMADA X (Z = 13) 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 3 ELÉTRONS PERDE 3 ELÉTRONS +3 Prof. Agamenon Roberto

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 Prof. Agamenon Roberto

LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17) Na (Z = 11) 1 s 2 2 p 6 3 s 1 PERDE 1 ELÉTRON Cl (Z = 17) 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 RECEBE 1 ELÉTRON ++ Na Na – – Cl. Cl CLORETO DE SÓDIO Prof. Agamenon Roberto

UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral x C A y Prof. Agamenon Roberto

01) 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) X 2 Y 3. b) X 6 Y. c) X 3 Y. d) X 6 Y 3. e) XY. X perde 3 elétrons Y ganha 2 elétrons 3 X 3+ Y 2– 2 X Y Prof. Agamenon Roberto

02) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) fórmula: a) XY. b) XY 2. c) X 3 Y. d) XY 3. e) X 2 Y. com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem X (Z = 20) perde 2 elétrons X Y (Z = 9) Y 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 X 2+ Y 1– 1 s 2 2 p 5 ganha 1 elétron 2 X Y 1 Prof. Agamenon Roberto

A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes Os átomos que participam da ligação Os pares de elétrons compartilhados são covalente são contados para os dois átomos ligantes AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO Prof. Agamenon Roberto

É quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron para a formação do par Prof. Agamenon Roberto

Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO (H) para formar a molécula da substância SIMPLES HIDROGÊNIO (H 2) Prof. Agamenon Roberto H (Z = 1) H 1 s 1 H FÓRMULA ELETRÔNICA H H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H H 2 FÓRMULA MOLECULAR

Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) para formar a molécula da substância SIMPLES NITROGÊNIO (N 2) N (Z = 7) N N N 2 Prof. Agamenon Roberto 1 s 2 2 p 3 FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA FÓRMULA 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 (H 2 O) H H O O H 2 O H (Z = 1) 1 s 1 O (Z = 8) 1 s 2 2 p 4 H FÓRMULA ELETRÔNICA Prof. Agamenon Roberto H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA 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. Cl b) NCl 2 e iônica. c) NCl 2 e molecular. d) NCl 3 e iônica. Cl N Cl e) NCl 3 e molecular. N Cl 3 como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente) N (Z = 7) 1 s 2 2 p 3 Cl (Z = 17) 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 Prof. Agamenon Roberto

02) (UESPI) O fosfogênio (COCl 2), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante, utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a partir da reação: CO(g) + Cl 2(g) COCl 2(g) Pág. 114 Ex. 02 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 Cl O C Cl Prof. Agamenon Roberto

03) Observe a estrutura genérica representada abaixo; H O X C O 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 Prof. Agamenon Roberto

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 Prof. Agamenon Roberto

Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de enxofre (SO 2), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na camada de valência O S O S O 2 FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA FÓRMULA MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto

01) O gás carbônico (CO 2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto o dióxido de enxofre (SO 2) é um dos principais poluentes atmosféricos. Se considerarmos uma molécula de CO 2 e uma molécula de SO 2, 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. O C O S O O Prof. Agamenon Roberto

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. X 5 A d) 6 A. e) 7 A. Prof. Agamenon Roberto

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 H O berílio ficou estável com 4 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

F F B B F F O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência F F F F S F F O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

Cl Cl Cl P Cl Cl Cl O fósforo ficou estável com 10 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

Átomo que fica estável com número impar de elétrons na camada de valência O N O O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons na camada de valência. Prof. Agamenon Roberto

Compostos dos gases nobres F F Xe F F Recentemente foram produzidos vários compostos com os gases nobres Estes compostos só ocorrem com gases nobres de átomos grandes, que comportam a camada expandida de valência Prof. Agamenon Roberto

01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto? a) Be. Cl 2, BF 3, H 3 BO 3, PCl 5. b) CO, NH 3, HCl. O, H 2 SO 3. c) CO 2, NH 4 OH, HCl. O 2, H 2 SO 4. d) HCl. O 3, HNO 3, H 2 CO 3, SO 2. e) HCl, HNO 3, HCN, SO 3. Prof. Agamenon Roberto

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: BH 3 CH 4 I a) I, II e III. b) II, II e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V. II H 2 O III HCl Xe. F 6 IV V Prof. Agamenon Roberto

A forma geométrica de uma molécula pode ser obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos as Prof. Agamenon Roberto REGRAS DE HELFERICH, que podem ser resumidas da seguinte forma:

Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES O C O Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR O H H Se o átomo central “A” possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR Prof. Agamenon Roberto

Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL F F B F Cl N Cl Cl Prof. Agamenon Roberto Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será TRIGONAL PLANA PIRAMIDAL

Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA Cl Cl Cl Prof. Agamenon Roberto

Estas moléculas terão uma geometria BIPIR MIDE TRIGONAL moléculas do PCl 5 Prof. Agamenon Roberto

Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA moléculas do SF 6 Prof. Agamenon Roberto

01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas: I : Be. H 2 - linear. Verdadeiro II : CH 4 - tetraédrica. III : H 2 O - linear. Falso IV : BF 3 - piramidal. Falso V : NH 3 - trigonal plana. Falso 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. Prof. Agamenon Roberto

02) As moléculas do CH 4 e NH 3 apresentam, as seguintes respectivamente, as seguintes geometrias: a) quadrada plana e tetraédrica. Prof. Agamenon Roberto b) pirâmide trigonal e angular. c) quadrada plana e triangular plana. d) pirâmide tetragonal e quadrada plana. e) tetraédrica e pirâmide triangular. Se o átomo central “A” CH 4 possui par de elétrons N H Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA H H disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

H Cl CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO Prof. Agamenon Roberto

H H Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE Prof. Agamenon Roberto

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. Prof. Agamenon Roberto

O C O A resultante das forças é nula (forças de mesma intensidade, mesma direção e sentidos opostos) A molécula do CO 2 é APOLAR Prof. Agamenon Roberto

O H A resultante das forças é H diferente de ZERO A molécula da água é POLAR Prof. Agamenon Roberto

01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares: a) Na. Cl e CCl 4. b) HCl e N 2. c) H 2 O e O 2. d) CH 4 e Cl 2. e) CO 2 e HF. CH 4, CCl 4, CO 2, N 2, O 2, Cl 2. COtêm tem geometria LINEAR CHN CCl geometria TETRAÉDRICA , O são substâncias SIMPLES, 2 2 4 2 e 2 e 4 Cl com todos ligantes com todos osos ligantes portanto, são carbono iguais, portanto, do do carbono iguais, portanto, sãoé APOLARES Prof. Agamenon Roberto

02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente de zero (molecular polar) é: a) CS 2. b) CBr 4. c) BCl 3. NH 3 tem geometria piramidal, portanto, é POLAR d) Be. H 2. e) NH 3. Prof. Agamenon Roberto

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: Prof. Agamenon Roberto I) CH 4 II) CS 2 III) HBr IV) N 2 Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? S C S H Br N N moléculas LINEARES DIATÔMICAS com ligantes tetraédrica que iguais são diferentes são iguais são APOLARES CH 4 Molécula 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 Prof. Agamenon Roberto

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 + – + – + Prof. Agamenon Roberto

Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento – 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 Prof. Agamenon Roberto

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 H F F H Prof. Agamenon Roberto

O H H O O H H H H O Prof. Agamenon Roberto As pontes de hidrogênio são mais intensas que as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que as interações dipolo – dipolo induzido

01) Compostos de HF, NH 3 e H 2 O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores quando comparados com H 2 S 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. Prof. Agamenon Roberto

02) (UCDB-DF) O CO 2 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) Prof. Agamenon Roberto 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 interações de Van der Waals. de hidrogênio e

03) Considere o texto abaixo. I HIDROGÊNIO PONTES DE “Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por. . . . No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por FORÇAS DE VAN IIDER WAALS. . . . . Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura MAIOR III. . . . do que a do gelo seco. ” 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. Prof. Agamenon Roberto