Ligacoes quimicas
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    Ligacoes quimicas Ligacoes quimicas Presentation Transcript

    • QUÍMICA Ligações químicas QUÍMICA GERAL
    • É a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligações químicas
      • Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
      • Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal.
      • Ligação metálica : é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
      • Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons de valência como pontos ao redor do símbolo do elemento.
      • Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
      • Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento.
      símbolos de Lewis
    • Ligação iônica Exercícios 1. Escreva as configurações eletrônicas e o símbolo de Lewis para os seguintes átomos e íons: a) 20 Ca; b) 15 P; c) 10 Ne; d) 9 F - e e) 11 Na + .
      • Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s 2 p 6 .
      • 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).
      • Exemplo: Na (Z=11) e F (Z=9)
      • Cuidado : existem várias exceções à regra do octeto.
      Regra do octeto
      • É formada quando um átomo possui uma energia de ionização baixa e outro apresenta um afinidade eletrônica alta, ou seja, resulta da transferência de elétrons entre metais e não-metais.
      • Considere a reação entre o sódio e o cloro:
      • Na( s ) + ½Cl 2 ( g )  NaCl( s )  H º f = - 410,9 kJ
      Ligação iônica
    • Ligação iônica arranjo regular de Na + e Cl  em 3D.
      • Energias envolvidas na
      • formação da ligação iônica
      • Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização do sólido iônico é dada pela energia de rede
      • Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.
      • NaCl( s )  Na + ( g ) + Cl  ( g ) (  H = + 788 kJ/mol).
      • A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:
      •  é uma constante ( 8,99 x 10 9 J m/C 2 ), Q 1 e Q 2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros.
      Ligação iônica
      • Energias envolvidas na
      • formação da ligação iônica
      • A energia de rede aumenta à medida que:
        • As cargas nos íons aumentam
        • A distância entre os íons diminui
      • Exemplo: Ordenar os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: LiF, LiCl e LiI e CaO. *
      Ligação iônica
      • Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsI, MgO e SrO.
      Exercitando
    • Ligação iônica
    • Praticando: Determine a fórmula química do composto iônico formado entre os seguintes pares de elementos: (a) 13 Al e 9 F; (b) 19 K e 16 S; (c) 39 Y e 8 O; (d) 12 Mg e 7 N Ligação iônica
      • A ligação Covalente resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
      • Exemplos de compostos covalentes:
      • Gases na atmosfera (O 2 , N 2 , H 2 O e CO 2 )
      • Combustíveis comuns (CH 4 )
      • Íons comuns (CO 3 2- , CN - , NH 4 + , NO 3 - e PO 4 3- )
      Ligação covalente
      • Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
      • Por exemplo: H + H  H 2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H.
      Ligação covalente Para que a molécula H 2 exista como entidade estável, as forças atrativas devem exceder as forças repulsivas.
      • Os dois núcleos carregados positivamente repelem-se mutuamente, assim como os dois elétrons carregados negativamente.
      • Estruturas de Lewis
      • As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
      • Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:
      Ligação covalente
      • Ligações múltiplas
      • É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
        • Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H 2 );
        • Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O 2 );
        • Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N 2 ).
      • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
      Ligação covalente
      • 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
      • Para um ânion, adicione um elétron para cada carga negativa.
      • Para um cátion, subtraia um elétron para cada carga positiva
      • Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.
      • OBS: O átomo central, em uma molécula ou íon, é normalmente escrito primeiro, como ex. CO 2- e SF 4 e é geralmente o menos eletronegativo.
      • Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
      • Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
      • Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Desenhe a estrutura de Lewis para os seguintes compostos:
      • CH 4 b) NH 4 + c) SF 2 d) SO 2
      • e) CO 2 f)ClO 3 - g) SO 3 2-
      • h) H 2 SO 4 ( o H está ligado a O)
      Exercitando
      • Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados, mas nem sempre esse compartilhamento é igual entre os átomos.
      • A polaridade da ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons entre os átomos, temos:
      • Ligação covalente apolar – Os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos.
      • Ex: Cl 2 , N 2 , ou seja, átomos idênticos
      • Ligação covalente polar – Um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro.
      • Ex: HF
      Polaridade da ligação e eletronegatividade
      • Usamos a grandeza chamada eletronegatividade para estimar se determinada ligação será covalente apolar, covalente polar ou iônica.
      • A Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula .
      • Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 ( Cs ) a 4,0 ( F ).
      • A eletronegatividade na tabela periódica aumenta:
        • ao logo de um período e
        • ao subir em um grupo.
      Polaridade da ligação e eletronegatividade
    • Polaridade da ligação e eletronegatividade
      • A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:
        • as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
        • Ex: F 2 4 – 4 = 0
        • as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
        • Ex: HF 4 – 2,1 = 1,9
        • as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons).
        • Ex: LiF 4 – 1 = 3
      Polaridade da ligação e eletronegatividade
      • No HF, ligação covalente polar, o flúor, mais eletronegativo, atrai a densidade eletrônica (os elétrons), deixando uma carga parcial positiva no átomo de hidrogênio e uma carga parcial negativa no átomo de flúor.
      • A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por  + (delta mais) e o polo negativo por  - (delta menos.
      Polaridade da ligação e eletronegatividade  +  -
      • Carga formal
      • É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos.
      • Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal.
      • A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Carga formal
      • Para calcular a carga formal:
        • Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
        • Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação.
      • A carga formal é:
      • Carga formal = (elétrons de valência) átomo isolado – (elétrons de valência) átomo ligado
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Carga formal
      • Considere:
      • Para o C :
        • Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
        • Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
        • Carga formal: 4 - 5 = -1.
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Carga formal
      • Considere:
      • Para o N :
        • Existem 5 elétrons de valência.
        • Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
        • Carga formal = 5 - 5 = 0.
      • Escrevemos:
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Carga formal
      • A soma das cargas formais dos átomos de uma molécula é igual a zero, e a de um íon, igual à carga do íon.
      • Exemplos 1: CO 2 , ClO 4 - , NO +
      • Exemplos 2: Três estruturas são possíveis para o íon tiocianato, NCS - , são:
      • (a) Determine as cargas formais dos átomos em cada uma das estruturas. (b) Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial?
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Estruturas de ressonância
      • Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis.
      • Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.
      • Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples ( mais longa ) e uma ligação dupla ( mais curta ).
      Desenhando as estruturas de Lewis
    • Estruturas de ressonância Desenhando as estruturas de Lewis
      • Estruturas de ressonância
      • A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. A estrutura do ozônio é melhor representada assim:
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Ressonância no benzeno
      • O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio.
      • Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.
      • A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento.
      • Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Ressonância no benzeno
      • Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel:
      • O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).
      Desenhando as estruturas de Lewis
      • Existem três classes de exceções à regra do octeto:
        • moléculas com número ímpar de elétrons;
        • moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons ;
        • moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto .
      • Número ímpar de elétrons
      • Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO 2 , NO e NO 2 têm um número ímpar de elétrons.
      Exceções à regra do octeto
      • Deficiência em elétrons
      • Relativamente raro.
      • As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
      • O exemplo mais típico é o BF 3
      • As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons.
      Exceções à regra do octeto
      • Expansão do octeto
      • Esta é a maior classe de exceções.
      • Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto.
      • Os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.
      • Ex: SiF 5 - , SF 4 e SF 6
      Exceções à regra do octeto
      • A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação , D . Isto é, para a molécula de Cl 2 , a D (Cl-Cl) é dada pelo  H para a reação:
      • Cl 2 ( g )  2Cl( g )  H = 242 kJ
      • Quando mais de uma ligação é quebrada:
      • CH 4 ( g )  C( g ) + 4H( g )  H = 1660 kJ
      • A entalpia de ligação é uma fração do  H para a reação de atomização:
      • D (C-H) = ¼  H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
      Forças das ligações covalentes
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