ligaçoes quimicas

Essa força está presente entre moleculas polares (μ ≠ 0), contêm dipolo permanente, a força varia de acordo com o seu tamanho e quanto maior ele for, maior a força será.
Por exemplo: acetonitrilo (etanonitrilo), neste caso a extremidade positiva de uma molécula atrai a negativa de uma outra molécula.

Forças entre dipolos induzidos ‘(Força de London)

Essa força está relacionada a força de atração existente entre as extremidades positivas e negativas dos dipolos.
Essa força pode acontecer, por exemplo, no hélio liquido, no CO₂ e no metano.

Os átomos de hélio estão simétricos, em um espaço de tempo mais longo, portanto podemos concluir que os elétrons estão localizados simetricamente em torno do núcleo. Observe a figura.

Subitamente, ocorre uma colisão que resulta em um distanciamento entre os elétrons e o núcleo, desfazendo a simetria, o que resulta em uma pequena atração do átomo.



É possível que a força de London também surja por indução. Caso se uma molécula de iodo polarizada ficar perto de uma que não possui dipolo, ocorrerá a indução resultando em um dipolo nesta molécula.



Ponto de hidrogênio

A ponte de hidrogênio é uma força intermolecular extremamente alta, que ocorre pela interação dipolo-dipolo, essa ponte serve como um tipo de “elo” entre os átomos que se interaram.
Para a formação da ponte de hidrogênio é preciso que ocorra com elementos muito eletronegativos (F,O,N), e além disso esses elementos devem possuir pares eletrônicos não- compartilhados e também um átomo de hidrogênio que esteja ligado ao átomo.

Desta forma, essa ponte aparece em alguns compostos, observe abaixo:

A ponte é constituida por um átomo de hidrogênio de uma molécula que interage com um par de elétrons de outra molécula.

É possível visualizar as pontes de hidrogênio, mesmo no estado de vapor do fluoreto de hidrogênio, pelo fato de serem bem fortes.

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O que são Ligações Químicas

O que são Ligações Químicas

Somente no início do séc. XX, surgiram os primeiros modelos consistentes de ligações químicas, quando o químico norte-americano Lewis e o químico alemão Kossel propuseram, respectivamente, as teorias da ligação covalente e da ligação iônica. Alguns pontos comuns podem ser destacados entre essas teorias:

a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência.

b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto.

Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural.

Conhecendo esse fato, podemos classificar os elementos assim:

1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons.

Exemplos:

a) ₁₉K: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

₁₉K1+: ¹s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

b) ₂₀Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

₂₀Ca²+: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons.

Exemplos:

a) ₁₆S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

₁₆S 2–: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

b) ₉F: 1s² 2s² 2p⁵

₉F-: 1s² 2s² 2p⁶

Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H⁺ não é estável no estado isolado.

aula de ligaçoes quimicas parte 2

aula de ligaçoes quimicas

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As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.
Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita, a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc. As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição. Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H₂O (água).
Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.