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    Slides aula 6 Slides aula 6 Document Transcript

    • Aula 6 Ligações Químicas: Ligação iônica e metálica Por que os átomos se combinam? • Ligação química é o termo usado para caracterizar uma interação entre dois ou mais átomos que resulta na redução da energia livre para o sistema, relativo aos átomos isolados. • Devem ser consideradas as seguintes interações: !Repulsão núcleo-núcleo !Repulsão elétron-elétron !Atração núcleo-elétron • O grau de estabilização é dado pela energia requerida para quebrar a ligação (energia de ligação);
    • modelos de ligações químicas Ligação química pode ser explicada segundo os modelos: • Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois ou mais átomos para adquirir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica. (Gilbert Newton Lewis). • Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal (Walter Kossel). • Ligação metálica: força atrativa que mantém metais puros unidos. • O estudo das ligações químicas é feito segundo estes modelos teóricos nem sempre se ajustando à uma substância real; • um dado modelo se adequará à substância quando esta tiver diversas das propriedades e comportamentos previstos pelos modelos. A ligação iônica A interação entre átomos • Para haver ligação química é necessário que no mínimo dois átomos se aproximem e que ocorram algum tipo de alteração em sua distribuição eletrônica; • Um mesmo átomo pode se ligar de diferentes maneiras dependendo do outro átomo que formará o par de átomos ligados; • Para explicar essas alterações sofridas pelos átomos ao se ligar a diferentes átomos tomamos como base os modelos de ligações químicas abordados nesta aula;
    • Tipos de ligações químicas Ligação iônica Ligação covalente Ligação metálica A teoria de Lewis • Os elétrons de valência exercem uma importante função nas ligações químicas. • Transferência de elétrons levam a formação de ligações iônicas. • Compartilhamento de elétrons levam a formação de ligações covalentes. • Elétrons são transferidos ou compartilhados até que os átomos estejam rodeados por 8 elétrons (octeto) dando a cada átomo a configuração do gás nobre.
    • Símbolos de Lewis • Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento. • O símbolo representa o núcleo e os elétrons internos; • Os elétrons de valência são representados por pontos desemparelhados. • • Si • • •• •• •• •• •• • N• • P• • As • • Sb • • Bi • • • • • • •• •• •• • Al • • Se • I • Ar •• •• •• • • •• •• Estruturas de Lewis para compostos iônicos • •• 2+ •• 2- BaO Ba • • O• Ba O •• •• •• •• •• • Cl •• • •• 2+ •• - MgCl2 Mg • Mg 2 Cl •• •• •• •• • Cl •• ••
    • Estruturas de Lewis para compostos covalentes + H H •• - H N H Cl H N H Cl •• •• •• •• H H Estruturas de Lewis para compostos covalentes • • • • • • O• • C• •O O C O •• •• •• •• •• • •• •• • •• • • • •• •• O C O O C O •• •• •• • •• •• ••
    • Estruturas de Lewis para compostos covalentes • • • • N• •N N N •• •• •• •• • • • • • N N N N •• •• •• •• • Regra do octeto • Metais formam cátions perdendo elétrons suficientes para obterem a configuração do gás nobre anterior. • Não metais formam ânions ganhando elétrons para obterem a configuração do gás nobre seguinte • A configuração de um gás nobre é sempre estável. • Regra do octeto: Quando átomos se ligam, eles tendem a ganhar, perder ou compatilhar elétrons de modo a resultar em 8 elétrons na camada de valência.
    • A ligação iônica O modelo da ligação iônica • Uma ligação Iônica é formada quando um ou mais elétrons são transferidos de um átomo metálico para átomos de um não metal; • O modelo tenta explicar as ligações entre elementos com alta afinidade eletrônica (EA) e elementos com baixa energia de ionização (I) . Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p5 • A diferença na quantidade de elétrons externos entre os dois átomos provoca uma grande diferença na atração entre esses elétrons e os núcleos; • Quando próximos, o núcleo do Cl passa a atrair o elétron do Na. O modelo da ligação iônica • O processo é espontâneo se o resultado for um sistema com menor energia potencial • A energia potencial é menor entre átomos ligados do que os átomos isolados • A energia potencial entre partículas carregadas é diretamente proporcional ao produto das cargas; • A energia potencial entre duas partículas carregadas é inversamente proporcional à distância entre as cargas. • !0 é uma constante ! = 8,85 x 10-12 C2/J·m
    • O modelo da ligação iônica O modelo da ligação iônica
    • Retículo cristalino iônico • Na formação de uma ligação iônica, equilibram-se as forças atrativas e repulsivas; • Considerando um composto com o NaCl, devem se equilibrar as forças atrativas entre os íons de cargas opostas (Na+ e Cl-) e as forças repulsivas entre íons de mesma carga (Na+ - Na+ e Cl- - Cl-) os íons agrupam-se de modo a minimizar as forças repulsivas; • Forma-se um retículo cristalino, um arranjo tridimensional organizado de modo que cada íon tenha o máximo de íons de cargas opostas ao seu redor; • O número de íons rodeando o átomo central (número de coordenação) é o mesmo em todas as direções do cristal formado. Retículo cristalino iônico A fórmula química em um composto iônico é uma fórmula empírica, simplesmente fornecendo a razão de íons baseado no balanço de cargas. Para o NaCl o número de coodenação (NC) é 6 tanto para o Na+ quanto para o Cl-;
    • A energética da formação de uma ligação iônica • A energia de ionização de um metal é endotérmica ! Na(s) ! Na+(g) + 1 e " "H° = +496 kJ/mol • A afinidade eletrônica de um não metal é exotérmica ! #Cl2(g) + 1 e " ! Cl"(g) "H° = " 349 kJ/mol • geralmente, a energia de ionização do metal é maior do que a afinidade eletrônica do não metal; • Com isso a formação de um composto iônico deveria ser endotérmica (+147,2 kJ/mol); • Porém o calor de formação da maioria dos compostos iônicos é altamente exotérmico, por que? ! Na(s) + #Cl2(g) ! NaCl(s) "H°f = -411 kJ/mol Energia retícular ou energia da rede (U). O calor de formação do NaCl sólido a partir dos componentes no estado fundamental e não na forma iônica. Na(s) # Na(g) !HS = +107,3 kJ/mol 1/2Cl2(g) # Cl(g) !HD = +122,0 kJ/mol Na(g) # Na+(g) I = +495,8 kJ/mol Cl(g) # Cl-(g) EA = -348,6 kJ/mol Na+(g) + Cl-(g) # NaCl(s) U = -784,0 kJ/mol Na(s) + 1/2Cl2(g) # NaCl(s)!Hf = -411,0 kJ/mol !Hf = !HS + !HD + I + EA + U
    • Energia retícular ou energia da rede (U). • A energia do retículo, U, representa a soma das energias de interação eletrostática entre os íons do cristal, sendo uma medida da força de interação da ligação iônica no sólido cristalino • Por convenção, a energia do retículo (U) é a quantidade de energia que deve ser fornecida para quebrar um sólido iônico em seus ions individuais na forma gasosa, o que requer um ganho de energia (processo endotérmico). • A formação de um cristal a partir dos seus íons separados é um processo reverso logo tem um valor negativo de U (processo exotérmico). NaCl(s) # Na+(g) + Cl-(g) U = +787 kJ/mol Na+(g) + Cl-(g) # NaCl(s) -U = -787 kJ/mol Energia retícular ou energia da rede (U). • A força de F que resulta de interação de cargas elétricas é descrita pela lei de Coulomb: zz 1 2 F=k 2 d • Onde k é uma constante, z1 e z2 são as cargas nos íons, e d é distância entre seus centros. • A energia do retículo é a força vezes distância. ! z1z2 "U = Fd = k d - A medida que os íons crescem diminui U; - A medida que as cargas aumentam, aumenta U (LiF = -1050 kJ/mol, MgO = -3923 kJ/mol). !
    • Tendências na energia do retículo (U) • Quanto maior os íons significa que o centro de carga positiva (nucleo do cátion) se encontra distante das cargas negativas (elétrons do ânion) !Maior raio = mais fraca a atração = menor é a energia de retículo • Quanto maior o valor da carga significa que os íons são mais fortemente atraídos !Maior carga = maior atração = maior energia de retículo • Entre os dois fatores, a carga do íons normalmente é a mais importante. Tendências na energia do retículo (U) Cloreto Energia de metálico retículo (kJ/mol) Lattice Energy = LiCl -834 -910 kJ/mol NaCl -787 KCl -701 CsCl -657 Lattice Energy = -3414 kJ/mol
    • O Ciclo de Born-Haber • A energia do retículo não pode ser medida diretamente; • Uma alternativa é calcular indiretamente através de medidas de outras propriedades físicas; • Considere U para um cristal iônico M+X- Sublimação do sólido M, M(s) # M(g) "Hs Ionização do gás M, M(g) # M(g)+ I Dissociação do gás X2, 1/2 X2(g) # X(g) 1/2"Hd Afinidade eletrônica, X(g) # X(g)- -EA Calor de formação, M(s) + 1/2 X2(g) # MX(s) -"Hf Estas etapas podem ser arranjadas em um ciclo termodinâmico; Ciclo de Born-Haber é usado para determinar a energia de retículo usando dados empíricos (lei de Hess). O Ciclo de Born-Haber Cloreto de magnésio Mg2+(g) + 2e- + 2Cl (g) "H4 entalpia H formação de átomos de Cl 2 x "H5 adição de elétrons ao Cl Mg (g) + 2e- + Cl2 (g) 2+ Mg2+ (g) + 2Cl- (g) "H3 segunda energia de ionização Mg+ (g) + e- + Cl2 (g) "H2 primeira energia de ionização "H retículo Mg (g) + Cl2 (g) formação do "H1 sólido cristalino formação do Mg gasoso Mg (s) + Cl2 (g) a partir dos íons gasosos "H formação MgCl2 (s)
    • O Ciclo de Born-Haber Cloreto de magnésio Mg2+(g) + 2e- + 2Cl (g) "H4 entalpia H formação de átomos de Cl 2 x "H5 adição de elétrons ao Cl Mg (g) + 2e- + Cl2 (g) 2+ Mg2+ (g) + 2Cl- (g) "H3 segunda energia de ionização Mg+ (g) + e- + Cl2 (g) "H2 primeira energia de ionização "H retículo Mg (g) + Cl2 (g) formação do "H1 sólido cristalino formação do Mg gasoso Mg (s) + Cl2 (g) a partir dos íons gasosos "H formação MgCl2 (s) O Ciclo de Born-Haber Cloreto de magnésio Aplicando a lei de Hess para calcular U para MgCl2 "Hf = "H1 + "H2 + "H3 + "H4 + "H5 + "Hr -641 = +147 + 738 + 1450 + 2(+121) + 2(-349) + U U = -641 - [147 + 738 + 1450 + 2(+121) + 2(-349)] U = - 641 - 1851 ! = -2521 kJ mol-1
    • O Ciclo de Born-Haber Cloreto de sódio Energia de retículo (U)
    • Propriedades dos compostos iônicos • Um composto iônico, tal como o sal de rocha (NaCl) é duro, rígido e quebradiço; • A forças atrativas nos compostos iônicos mantém os íons em posições específicas; • Mover os íons para fora de suas posições requer superar as forças atrativas, por isso os cristais não são perfurados ou dobrados. Propriedades dos compostos iônicos
    • Propriedades dos compostos iônicos Propriedades dos compostos iônicos • Para levar um sólido iônico ao estado líquido é necessário separar os íons do retículo; • Os íons do retículo não precisam estar totalmente separados, apenas o suficiente para superar parte das atrações eletrostáticas; • líquido resultante é de natureza viscosa e os íons possuem mobilidade superior quando comparados aos compostos sólidos. • Para passar para o estado gasoso, é necessário energia ainda maior para que a ordem do retículo seja totalmente desfeita; • Isto explica o por que dos compostos iônicos apresentarem altos pontos de fusão e ebulição quando comparados com compostos de outra natureza de ligação.
    • Propriedades dos compostos iônicos Fundindo NaCl Propriedades dos compostos iônicos • Compostos iônicos apresentam elevados pontos de ebulição e de fusão !PF normalmente > 300°C !Todos os compostos iônicos são sólidos a temperatura ambiente? • Devido fortes atrações entre is ions, separar um cristal iônico requer uma grande quantidade de energia !Quanto mais forte a atração (maior energia de retículo), mais alto é o ponto de fusão. Composto pf pe
    • Propriedades dos compostos iônicos • Por que apenas sais fundidos conduzem corrente elétrica? • A condutividade elétrica requer movimentos de elétrons ou de cargas; • Os sólidos iônicos não apresentam qualidades estruturais que o tornem condutores de eletricidade; • Ao passarem pelo processo de fusão, os íons tornam-se livres e aumenta a mobilidade eletrônica; • Isso faz com que o composto passe a ser condutor. Propriedades dos compostos iônicos no NaCl(s), os no NaCl(aq), os íons estão imóveis íons encontram- em suas posições se separados e e não permitem o permitem o movimento para movimento para os bastões os bastões carregados carregados
    • O modelo da ligação metálica • A ligação metálica consiste de uma série de átomos do metal que doaram todos os seus elétrons de valência para uma nuvem de elétrons que permeia a estrutura; • Todos os átomos metálicos tornaram-se cátions idênticos e por não estarem associados a nenhuma ligação iônica, estes cátions recebem um nome especial, núcleos. • O modelo da ligação metálica ilustra o metal como uma formação de íons positivos situados em certas posições da rede cristalina imersa em um “mar de elétrons” de valência deslocalizados; O modelo da ligação metálica
    • O modelo da ligação metálica • Mecanismo que mantém unido os átomos de metais é a atração entre as núcleos positivas e o “mar de elétrons” negativos; • A força de um ligação metálica deriva primeiramente das cargas no sistema; • Um fator a se considerar na formação da ligação metálica é a carga do íon e a atração que este tem pelos elétrons de valência; • metais alcalinos têm um elétron de valência e baixa energia de ionização, baixa atração pelo elétron de valência; • Al tem um valor de energia de ionização mais alto fazendo com que a ligação metálica no Al seja mais forte do que a que ocorre nos metais alcalinos e alcalinos terrosos; A força da ligação metálica • As ligações entre átomos dos metais podem variar entre fraca e muito forte sendo o ponto de fusão uma medida aproximada da força de ligação. • De modo geral, a força da ligação metálica tende a aumentar à medida que passamos da esquerda para a direita ao longo de um período na tabela periódica; • Metais de transição tem elétrons d e apresentam um grande número de elétrons disponível para ligações no metal; • A força de ligação nos metais de transição não apenas originam altos valores de ponto de fusão mas também grande força de tensão e dureza.
    • A força da ligação metálica Pontos de fusão aproximados (o C) dos metais do lítio ao índio Maleabilidade e ductibilidade • A mobilidade dos elétrons de valência é a grande responsável pelas características singulares encontrada nos metais; • As ligações metálicas são não direcionais e não seguem qualquer requerimento geométrico e podem manter sua existência quando são puxadas ou empurradas de todas as maneiras. • Se o metal é submetido a uma força, os núcleos podem deslizar sob a camada de elétrons e as ligações não se rompem devido ao seu caráter não direcional. • Os metais podem ser endurecidos formando ligas com elementos que tenha a propriedade de formar ligações covalentes (dimuindo a mobilidade eletrônica) ex: C e P;
    • Condutividade elétrica e térmica • Os elétrons deslocalizados são livre para moverem-se no retículo; • Estes elétrons podem agir como transportadores de cargas na condução elétrica ou condutores de energia na condução de calor Resistividade elétrica (106 Ohm-1cm-1) para metais do lítio ao índio Condutividade térmica • para uma substância conduzir calor ela deve ser capaz de transmitir energia cinética. • Se calor é aplicado a um lado de uma peça de metal, os núcleos começarão a vibrar. Por estarem soltos na estrutura cristalina do metal, vibrarão livremente. • Aumentando o calor aumenta também a frequencia das vibrações que é transmitida para núcleos próximos a eles os fazendo vibrar também • Este processo continua, até que todos os núcleos do sistema estejam vibrando.
    • Propriedade dos metais Condutividade elétrica maleabilidade e ductibilidade Opacidade e lustre • Quando uma radiação eletromagnética incide num cristal os elétrons livres são forçados a vibrar com a mesma frequência da luz incidente; • Toda a energia incidente é absorvida pelos elétrons livres e o metal apresenta-se opaco. • Os elétrons oscilam e emitem radiação de mesmo comprimento de onda da luz incidente e a luz é emitida em direção a superfície ; • Isto dá a impressão que praticamente toda a luz incidente foi refletida, produzindo o brilho metálico.
    • Fim da Aula