Interações quimicas

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

Profª: Débora de Andrade Santana
 Diferenças entre as propriedades
 Tipos de partículas
 Iônicas
 Covalente
 Metálicas
 Dipolo-dipolo
 Forças de London
 Ligação de hidrogênio
Interatômicas
Intermolecular
 Ligação química: é a força atrativa que
mantém dois ou mais átomos unidos.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos 
isolados
Átomos 
ligados
En
e
rg
ia
 Todos os gases nobres,
com exceção do He, têm
uma configuração s2p6.
 A regra do octeto: os
átomos tendem a ganhar,
perder ou compartilhar
elétrons até que eles
estejam rodeados por 8
elétrons de valência (4
pares de elétrons).
 Exceções:
 Número ímpar de elétrons, deficiência
 Expansão do octeto
 Os átomos do 3º período em diante podem
acomodar mais de um octeto.
 Além do terceiro período, os orbitais d são
baixos o suficiente em energia para
participarem de ligações e receberem a
densidade eletrônica extra.
 Transferência de
elétrons
 Dando origem a
íons de cargas
contrárias que se
atraem.
Na (Z = 11) 1s2) 2s2, 2p6) 3s1
Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
 Configuração dos átomos
Na Cl
 Transferência do elétron
Na Cl
 Formação dos íons
Na+ Cl-
 Atração Eletrostática
Na+ Cl-
 Atração eletrostática
Na+ Cl-
A magnitude desta
força obedece a
Lei de Coulomb.
Forças de ligação atrativas.
 r é a distância interatômica
 z1 e z2 são as valências dos 2 tipos de íons
 e é a carga do elétron (1,602x10-19 C)
 0 é a permissividade do vácuo (8,85x10-12 F/m)
Ligação Iônica
 Aglomerado iônico ou retículo cristalino
Na
+
Cl- Na
+
Cl-
Na
+
Cl-
Na
+
Cl-
Na
+
Cl-
Cl- Na
+
Na
+
Cl-
Cl- Na
+
Na
+
Na
+
Cl-
Cl-
Força de ligação 
de Coulomb
• É não-direcional.
• Empilhamento de
íons sem orientação
preferencial.
• O empilhamento é
governado pelo arranjo
geométrico dos íons e
pela necessidade de
manter a neutralidade
elétrica do sólido.
• A magnitude é igual
em todas as direções
ao redor do íon.
[A]+X
Y
[B]-Y
X
Cargas = + xy – xy = zero
Exemplos:
•Ca+2 + Br-1 CaBr2
•AL+3 + S-2 Al2S3
Grupo Carga Grupo Carga
1A + 1 5A - 3
2A + 2 6A - 2
3A + 3 7A - 1
Exemplos:
a) K+Cl- KCl
b) Ca+2I-1 CaI2
c) Al+3S-2 Al2S3
d) Fe+3O-2 Fe2O3
 Sólidos a temperatura ambiente
 Ponto de fusão e ebulição muito elevados
 Conduzem corrente elétrica fundidos ou em
solução aquosa
 Melhor solvente é a água
• Os materiais iônicos são 
duros e quebradiços e, além 
disso, isolantes elétricos e 
térmicos.
• É a ligação 
predominante nos 
materiais cerâmicos.
• É forte PF dos materiais é geralmente alto.
Sólido iônico E* (kJ/mol) PF (oC)
NaCl 766 801
MgO 3932 2800
* Os valores são negativos.
Fonte: Smith, 1998.
Água NaCl Água + NaCl
 Metal com: - Hidrogênio
- Semimetal
- Ametal
- Radical salino (SO4
-2)
 Radical Catiônico (NH4
+) com os ânions
listados para os metais.
 Ocorre através do compartilhamento de
elétrons entre os átomos que possuem
pequena ou nenhuma diferença de
eletronegatividade.
 Tipos:
 Covalente simples
 Covalente dativa
C HH
H
H
Elétron 
compartilhado 
do C
Elétron 
compartilhado 
do H
 O par eletrônico compartilhado é formado por um 
elétron de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
ClCl Cl2 ou Cl - Cl 
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
 Configuração dos átomos
 Atração Quântica
 Atração Quântica 
 Nuvem eletrônica ou Orbital molecular
Cl Cl 
O2 ou O = O OO
N2 ou N N NN
O HH H2O ou H - O - H 
ClH HCl ou H - CL 
 O par eletrônico compartilhado pertence a 
um dos átomos, só ocorre quando as ligações 
covalentes simples possíveis já aconteceram. 
Exemplo: formação do SO2.
OS O+
OS
O
S = O + O S = O
O
 Número de ligações covalentes normais e dativas 
que um átomo é capaz de formar.
 Valências dos grupos A 
GRUPOS 4A 5A 6A 7A 
Fórmula de Lewis 
E 
 
E 
 
E 
 
E 
 
N° de Valências simples 4 3 2 1 
N° de Valências dativas 0 1 2 3 
Hidrogênio - H 1 covalente normal 
 
 Todos os átomos de oxigênio aparecem
ligados ao elemento central e cada átomo de
hidrogênio ficará ligado a um átomo de
oxigênio.
Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
OO S
O
O
HH H - O - S - O - H
O
O
 Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura
ambiente.
 Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos
dos compostos iônicos.
 Bons isolantes: térmico e elétrico.
 Ametal, Semimetal e Hidrogênio:
- Ametal
- Semimetal
- Hidrogênio
 Ligações entre átomos de metais que formam
retículos cristalinos de cátions fixos unidos por
uma nuvem de elétrons livres da camada de
valência.
 Sólidos a temperatura ambiente,
exceção do Hg (líquido).
 Apresentam brilho metálico,
fundidos perdem o brilho,
exceção para o Mg e Al.
 Densidade superior a da água,
exceção para os alcalinos. Menor
Li = 0,53 g/mL, maior Os =
22,5g/mL.
 PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior 
W = 3382°C.
 Bons condutores de eletricidade e calor. 
Ag maior condutividade elétrica, seguida do 
Cu, Au e Al.
 Maleabilidade e ductibilidade.
 Materiais com propriedades metálicas que contém
dois ou mais elementos, sendo pelo menos um
deles metal. Exemplos:
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)
 Compostos iônicos: É a própria carga elétrica do
íon, ou seja, o número de elétrons que ele perdeu
ou ganhou.
 No NaCl
- Na+ → Nox = +1
- Cl- → Nox = -1
 Compostos Covalentes: É carga elétrica que o
átomo teria adquirido se houvesse a quebra da
ligação covalente, ficando o elétron com o átomo
mais eletronegativo.
No HCl
No H2O
 O nox de elemento ou substância simples é
zero;
 Nas substâncias compostas, temos:
 O Nox do hidrogênio é sempre +1 (exceto
nos hidretos metálicos, como NaH, CaH2, nos
quais é -1)
 O Nox do oxigênio é sempre -2 (exceto nos
peróxidos, como H2O2, Na2O2 nos quais é -
1).
 O Nox dos elementos das colunas A da tabela 
periódica podem ser deduzidos pelo número 
da coluna
Números de oxidações usuais 
 
 O Nox de elemento ou substância simples é zero; 
 Nas substâncias compostas, temos: 
- o Nox do hidrogênio é sempre +1 (exceto nos hidretos metálicos,como 
NaH, CaH2, nos quais é -1); 
 O Nox do oxigênio é sempre -2 (exceto nos peróxidos,como H2O2, 
Na2O2, nos quais é -1) 
 O Nox dos elementos das colunas A da tabela periódica podem ser 
deduzidos pelo número da coluna: 
 
 1A 2A 3A 4A 5ª 6A 7A 
Nox 
máximo 
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 
Nox 
mínimo 
 -4 -3 -2 -1 
 
Cálculos dos números de oxidação 
 
- A soma dos números de oxidação de todos os átomos, numa molécula, é 
zero. 
- A soma dos números de oxidação de todos os átomos, num íon composto, é 
igual a carga do íon. 
- H3PO4 
- Na2CO3 
- K2Cr2O7 
- MnO4
-
 
- P2O7
4-
 
 A soma dos números de oxidação de todos
os átomos, numa molécula é zero.
 A soma dos números de oxidação de todos
os átomos, num íon composto é igual a carga
do íon,
 Estude em casa!
 Não deixe acumular 
dúvidas!