Please enable JavaScript.
Coggle requires JavaScript to display documents.
Ligações químicas e forças intermoleculares, Aluno: Murilo Mosca dos…
Ligações químicas e forças intermoleculares
Forças Intermoleculares
Dipolo permanente
Acontece única e exclusivamente em moléculas polares, as quais os elétrons estão distribuídos de forma assimétrica, ou seja, uma parte da molécula possui densidade eletrônica maior que a outra.
Dipolo induzido
Quando essas moléculas/átomos aproximam-se, pode ser que haja deformações nas nuvens de elétrons. Essa situação é temporária, mas mexe com a estrutura dos átomos, deixando regiões com mais elétrons que outras. Ao se aproximar de outras moléculas, esse átomo deformado pode induzir a molécula vizinha a também se polarizar e assim adiante.
Ligações de hidrogênio
Essa é a força intermolecular mais intensa, a qual se trata de uma atração entre o hidrogênio (H) e átomos de flúor (F), oxigênio (O) e nitrogênio (N). Um dos exemplos mais famosos desse tipo de força intermolecular são as moléculas de água.
Ligações polares e apolares
Ligações apolares:
os átomos da ligação tem diferença de eletronegatividade igual ou próxima de zero. (Dipolo Induzido)
Ligações polares:
a diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação é diferente de zero. (Dipolo Permanente, Ligação de Hidrogênio e Ligação Iônica)
Ligações Químicas
A fim de se manter estável, alguns átomos se ligam. Assim, eles podem se juntar de três formas diferentes:
Ligação Iônica:
Acontece quando um átomo de baixa energia de ionização (perde elétrons com mais facilidade) doa elétrons para outro, com maior propensão em receber elétrons.
Os elétrons doados e recebidos permanecem, constantemente, na camada de valência, a qual sofre menor atração do núcleo atômico. Por isso, é comum dizer que a ligação iônica é uma ligação forte.
Resumo: Ligação Iônica = Metal + Ametal
Ligação Covalente:
Ocorre quando os átomos compartilham entre si os seus elétrons. Ao contrário da ligação iônica, nessa os átomos envolvidos não possuem características divergentes, e sim convergentes.
Assim, percebe-se que essa ligação sucede entre ametais, classes que recebem elétrons com mais facilidade do que perdem.
Resumo: Ligação Covalente = Ametal + Ametal
Ligação Metálica:
Os metais são espécies químicas que perdem elétrons com facilidade. Por isso, cientistas criaram a teoria do
mar de elétrons
para justificar sua ligação.
De acordo com a teoria, os átomos do metal se mantem em posições definidas e com seus elétrons de valência soltos pela estrutura. Desse modo, estariam com uma carga positiva e sendo estabilizados por esse amontoado de elétrons livres.
Resumo: Ligação Metálica = Metal + Metal
Para se tornar estável, os átomos devem seguir a
regra do octeto
, ou seja, ele deve obter 8 elétrons em sua camada de valência ou estar com a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica;
Geometria Molecular
Geometria molecular é o conceito usado para designar a maneira como os átomos de uma molécula, se organizam uns em relação aos outros.
A disposição dos átomos é baseada na teoria da repulsão de pares eletrônicos (TREPV), a qual diz que os elétrons presentes nas nuvens ao redor do átomo central afastam-se, alterando o posicionamento dos átomo.
Tipos:
Geometria Linear
Acontece quando há uma molécula diatômica ou triatômica, na qual o átomo central está diretamente ligado a outros dois.
Geometria Angular
Ocorre quando há uma molécula triatômica, cujo átomo central liga-se diretamente a outros dois. (Presença de nuvem eletrônica não ligante)
Geometria Trigonal Plana
Acontece quando se tem uma molécula tetratômica, em que o átomo central liga-se diretamente a outros três.
Geometria Piramidal
Ocorre quando há uma molécula tetratômica, na qual o átomo central se conecta diretamente a outros três. (Presença de nuvem eletrônica não ligante)
Geometria Tetraédrica
Acontece quando há uma molécula pentatômica, que o átomo central se liga a outros quatro .
Referências:
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/ligacoes-quimicas.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/tipos-forcas-intermoleculares.htm
https://www.todamateria.com.br/polaridade-das-ligacoes/#
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/geometria-molecular.htm
Aluno:
Murilo Mosca dos Santos (3° EM)
