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Ligações químicas

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Ligações químicas

Ligações químicas

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

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