GQI 00042 Aula 04 Ligações Químcias.
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GQI 00042 Química Geral e Inorgânica Experimental III. Enegenharia Agrícola e Ambiental. Aula 04. Ligações Químicas.

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    GQI 00042 Aula 04 Ligações Químcias. GQI 00042 Aula 04 Ligações Químcias. Presentation Transcript

    • GQI 00042 Química Geral e Inorgânica Experimental III Aula 04 Prof. Ednilsom Orestes 2º Semestre de 2013 09/09/2013 – 17/01/2014 Universidade Federal Fluminense Instituto de Química de São Carlos Departamento de Química Inorgânica www.slideshare.net/Ednilsom
    •              xd dxx x dx xd x A dx xd x A dx xd x Ax                             2 22 2 2 2 2 2 2 2 2 2 4 4 42 sin 22 cos 2 sin                    VEm h VEm h p h VEmp V m p E VmvVTE        2 2 Broglie,dedemas 2 2 2 1 2 2 2 2 2 2 2    ondapartícula Equação de Schrödinger P Recapitulando...
    •                          xHxE xV dx xd m h xE dx xd m h VEx h VExm dx xd VEm h xd dxx                         ˆ 8 8 8 2 4 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 22     Juntando os resultados anteriores... Em 3D...                         Vzyx m h zyxE zyxV zyxm h zyxE ,, 8 ,, ,, 8 ,, 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2   Recapitulando...
    •   0 2 sin 1 sin sin 11 22222 2 2                      VE m rrr r r                   rRr rzyx ,, ,,,,    cos sinsin cossin rz ry rx    Recapitulando...
    •   ,...2,1,0 :ésolução0 1 2 2 2      m Aem d d im m             rRr ,,       m lm nlRrR       ,,rnlm   lm ml m ll d d d d               ,...,3,2,1,0 :solução0 sin 1sin sin 1 2 2      1,...,3,2,1,0 1:queésolução0 2 11 22 2 2 2                 nl lnRE rm hll V dr d r dr d r  Recapitulando...
    • Números Quânticos Número de estados quânticos n l m na subcamada na camada 1 0 (s) 0 2 2 2 0 (s) 1 (p) 0 -1,0,+1 2 6 8 3 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 2 6 10 18 4 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 2 6 10 14 32 n = 1, 2, 3, ... l = 0, 1, 2, 3, ... , n-1. m = 0, ± 1, ±2, ±3, … , ±l. Recapitulando...
    •              iaZr aZr aZr iaZr aZr aZr aZr ee a Zr a Zr a Z e a Zr a Zr a Z e a rZ a Zr a Z ee a Zr a Z e a Zr a Z e a Zr a Z e a Z                                                                                   sin6 81 1 cos6 81 2 21827 381 1 sin 8 1 cos 24 1 2 24 1 1 0 0 0 0 0 0 0 3 00 2 3 0 131 3 00 2 3 0 310 3 2 0 22 0 2 3 0 300 2 0 2 3 0 121 2 0 2 3 0 210 2 0 2 3 0 200 2 3 0 100 yx pp 33 e  zp3 s3 yx pp 22 e  zp2 s2 s1 ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • 7p6 7d10 6f14 8s2 7p6 5gX Para (n+l) equivalentes, siga na direção do aumento de n. Recapitulando...
    • Tabela Periódica estendida (+ bloco “g”) Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • Recapitulando...
    • GQI 00042 Química Geral e Inorgânica Experimental III Aula 04 Prof. Ednilsom Orestes 2º Semestre de 2013 09/09/2013 – 17/01/2014 Universidade Federal Fluminense Instituto de Química de São Carlos Departamento de Química Inorgânica www.slideshare.net/Ednilsom
    • Aula hoje • Prática 04 – O átomo: matéria e energia • Teoria – Ligações químicas • Ligações iônicas • Ligações covalentes • Teoria das ligações de valência • Teoria dos orbitais moleculares – Geometria e estrutura molecular
    • Ligação Química • Elétron(s) são transferidos: Ligação iônica. ou • Elétron(s) são compartilhados: Ligação covalente. – Igualmente compartilhados: Ligação apolar. – Desigualmente compartilhados: Ligação polar. • Energia de ionização e afinidade eletrônica. Energia dos átomos ligados Soma das energias dos átomos separados<
    • Ligações Iônicas • Transferência total de elétron(s) de valência. • Íons positivos (cátions) e negativos (ânions). • Atração eletrostática. • Não há pares isolados – cristal. • Metais formam cátions (ΔE>0) • Não-metais formam ânions (ΔE<0). • Sólidos iônicos: empacotamento regular de cátions e ânions. • Ponto de fusão e ebulição altos. • Quebradiços. • Interação proporcional carga; inversa/e proporcional ao tamanho (raio iônico).
    • Ligações Iônicas
    • Regra do Octeto • Gilbert Newton Lewis, 1916. • Os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até que existam 8 elétrons na camada de valência • Íons poliatômicos: busca pela neutralidade de carga. – CaCl2 – Li2O – Al2O3 – Mg3P2 – Ca3(PO4)2
    • Regra do Octeto +1 +2 +3 -3 -2 -1 Li+ Al3+ N3- O2- F- Na+ Mg2+ P3- S2- Cl- K+ Ca2+ Se2- Br- Rb+ Sr2+ Te2- I- Cs+ Ba2+ Íons com configuração eletrônica de gás nobre
    • Ligações Covalentes • Não-metais não formam cátions monoatômicos!! (H2, N2, O2, P4, S8, H2O, CO2, NH3, CH4 e etc.)
    • Ligações Covalentes H − H O = O
    • (NH4)2SO4
    • Estruturas de Ressonância
    • Geometria Molecular
    • Valence Shell Electron Pair
    • Valence Shell Electron Pair
    • VSEPR Valence Shell Electron-Pair Repulsion
    • Teoria da Ligação de Valência • 1ª. Teoria Mecânico-Quântica para a ligação química a ser desenvolvida. • 2 elétrons localizados entre 2 átomos. • Envolve somente orbitais dos átomos ligados. • Conceitos persistem (emparelhamento de spins, ligações σ e π, hibridização). Ex: Caso mais simples: H2. Ψ = 𝜓 𝐻1𝑠 𝐴 r1 𝜓 𝐻1𝑠 𝐵 (𝑟2)
    • OU
    • CH4 C = 1s2 2s2 2p2 C = 1s2 [𝑠𝑝3 𝑠𝑝3 𝑠𝑝3 𝑠𝑝3 ] ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
    • O = 1s2 2s2 2p4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Mas,...
    • Teoria do Orbital Molecular • Elétrons delocalizados pela molécula Ex: Íon molecular H2 + . 𝐻 = − ℏ2 2𝑚 𝑒 𝛻𝑒 2 − 𝑒2 4𝜋𝜖0 1 𝑟𝑎 + 1 𝑟𝑏 − 1 𝑅 𝐻Ψ = 𝐸Ψ
    • • Interferência destrutiva. • Orbitais ocupados reduzem força de coesão entre os átomos. • Efeito desestabilizante – fora da região internuclear (região ligante) afastando os elétrons. • 𝐸− − 𝐸 𝐻1𝑠 > 𝐸+ − 𝐸 𝐻1𝑠
    • He 1𝑠2 He 1𝑠2 He2 E
    • Moléculas diatômicas heteronucleares • Elétrons da ligação não são verdadeiramente covalentes. • Densidade deslocada – ligação polar. • Átomos adquirem cargas parciais negativas, 𝛿−, e positivas, 𝛿+. • Coeficientes da LCAO tem pesos diferentes. Ψ = 𝑐 𝐴 𝜓 𝐴 + 𝑐 𝐵 𝜓 𝐵 Ex.: HF, CO
    • Ordem de ligação 𝑏 = 𝑛 − 𝑛∗ 2 • Cada par de elétrons eleva ordem em 1 unidade. • Quanto maior a ordem, menor comprimento da ligação. • Quanto maior a ordem, maior a força da ligação. Ligação Ordem Comprim. (Å) En. diss. (kJ/mol) HH 1 0,74 432,1 NN 3 1,097 941,7 HCl 1 1,274 427,7 CH 1 1,14 435 CC 1 1,54 368 CC 2 1,34 720 CC 3 1,20 962