Por que os átomos de diferentes elementos se combinam para formar compostos? Moléculas Formadas. Mais estáveis que elementos individuais
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2 LIGAÇÕES QUÍMICAS
3 Por que os átomos de diferentes elementos se combinam para formar compostos? Moléculas Formadas Mais estáveis que elementos individuais
4 Por que os átomos de diferentes elementos se combinam para formar compostos? Gases Nobres : Grupo 18 Quanto a reatividade químicas são considerados Inertes Não reagem com outros elementos Quimicamente Estáveis ns np 6
5 Em 1916 Lewis propõe que os átomos de todos os elementos se combinam para alcançar a configuração eletrônica estável dos gases nobres Regra do Octeto Para obter esse arranjo estável os átomos podem perder, ganhar ou compartilhar elétrons Símbolo de Lewis: símbolo do elemento + pontos representando elétrons de valência S
6 Energia de ionização Energia necessária para remover um elétron do átomo na fase gasosa X (g) X + + (g) e - (g)
7 Afinidade eletrônica Diferença de energia entre o átomo no estado gasoso e o átomo no estado gasoso após receber um elétron. Energia liberada no processo X (g) + e - (g) X - (g)
8 Classificação das ligações químicas Metálica Li Te Na 3 P NF 3 Covalente F SiF 4 CsF Iônica
9 LIGAÇÃO IÔNICA Atração Eletrostática entre íons de carga opostas Cl (g) + e - Cl - (g) E ea = -349 kj mol - 1 Na (g) Na + (g) + e - I = 496 kj mol -1 Energia liberada Energia requerida E = 496 kj mol kj mol -1 = 147 kj mol -1 Não haveria reação A formação de íons de carga opostas faz com que surja uma força de atração Eletrostática = (q 1 x q ) / (4 o d) q = carga o = permissividade no vácuo d = distância entre os núcleos
10 (q 1 x q ) / d A atração eletrostática depende: - magnitude das cargas - distância entre íons Na + (g) + Cl - (g) NaCl (g) E = kj mol -1 A soma das energias dos íons Na + e Cl - no estado gasoso é maior do que a energia de NaCl (g) Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) E = kj mol -1 Maior Liberação de Energia
11 Energia Reticular Energia requerida para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g)
12 Ciclo de Born-Harber Determinação experimental da energia reticular
13 Equação de Born-Landé Cálculo teórico da energia reticular Atração entre íons de cargas opostas (íons tratados como cargas pontuais). Repulsão entre nuvens eletrônicas dos íons próximos. U N o AZ r Z e N r o n B Atração Repulsão
14 Equação de Born-Landé N o = número de Avogadro A = constante de Madelung e = carga de um elétron n = expoente de Born B = coeficiente de repulsão r= distância interiônica B AZ Z r o e 1 1 n N AZ Z e 1 U o 1 r n 0 distância de equilíbrio
15 Valores de energia reticular
16 Estruturas cristalinas iônicas Atração eletrostática; Repulsão entre nuvens eletrônicas Distância de equilíbrio: estabilidade do par iônico.
17 Estruturas cristalinas iônicas Proximidade entre íons de cargas opostas; Aumentar distância entre íons de cargas iguais. cada íon é rodeado pelo maior número possível de íons carregados com carga oposta. Número de coordenação
18 Número de coordenação + - Determinado pela razão entre os raios dos íons: raioa raiox
19 Cristais de NaCl Coordenação 6:6 (NaCl)
20 Caráter iônico vs. Covalente A + e B - aproximados além da distância de equilíbrio cátion deforma a nuvem eletrônica do ânion, conferindo um caráter covalente a ligação iônica e maior estabilidade ao composto.
21 Caráter iônico vs. Covalente Polarizabilidade Capacidade do íon de ser deformado. ânions são mais polarizáveis pq a carga nuclear efetiva é menor Poder Polarizante Capacidade de atrair elétrons e repelir o núcleo Quanto menor o cátion e maior sua carga, maior o poder polarizante.
22 Eletronegatividade Poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação Quanto maior a eletronegatividade maior o poder de atrair os elétrons = ( I + E ea )/ Ligação puramente Iônica Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os elementos, maior o caráter iônico da ligação Caso essa diferença seja > a ligação é considerada iônica
23 Ligações Apolares, Polares, Iônicas
24 Polaridade das moléculas CO H O
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27 Ligação Covalente Regra do Octeto Repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência - VSEPR Teoria da ligação de valência Teoria do Orbital Molecular
28 Regra do Octeto Lewis (1916) propõe uma explicação para a natureza das ligações entre átomos Uma ligação covalente consiste no compartilhamento de elétrons para atingir a configuração de um gás nobre Estrutura de Lewis - Forma de representar um átomo com seus elétrons de valência - O átomo é representado por seu símbolo - Os elétrons de valência são representados por pontos ou círculos - Ligação covalente é representada por uma linha entre os dois átomos Exceções: BeF ; BF 3 ; PF 5 ; NO; ClO
29 Teoria VSEPR Prever geometria molecular a partir do número de pares de elétrons na camada de valência no átomo central. Maior estabilidade é alcançada quando os pares estão o mais distante possível PCl 5
30 Teoria VSEPR
31 Teoria VSEPR
32 NH 3 Par de elétrons não compartilhado. Maior repulsão
33 NF 3 F é mais eletronegativo. Atrai os elétrons e diminui repulsão entre os pares. 10
34 Teoria da Ligação de Valência TLV Átomos se unem para emparelhar elétrons, completando a camada de valência Geometria da molécula é determinada pela direção dos orbitais. Emparelhamento de elétrons ocorre por sobreposição de orbitais. n o ligações formadas = n o de elétrons desemparelhados
35 Explicar moléculas pela teoria da ligação de valência: HF NH 3 CH 4 Dados experimentais indicam 4 ligações equivalentes
36 Hibridização de orbitais
37 Hibridização de orbitais pz p p s sp y x pz p p s sp y x pz p p s sp y x pz p p s sp y x
38 Hibridização de orbitais Orbitais sp 3 formam ligações mais fortes que orbitais s e p separados. Sobreposição envolvendo orbitais híbridos é mais eficiente
39 Hibridização de orbitais Pontos negativos da teoria: Resolução exata da função de onda só é possível para átomos com apenas 1 elétron. Força relativa de ligações são apenas aproximações Orbital s 1,00 p 1,73 sp 1,94 sp 1,99 sp3,00 Força relativa da ligação Hibridização não determina geometria da molécula. Geometria é determinada pela energia. Orbitais híbridos não são detectados pela espectroscopia. Orbitais híbridos não possuem energia conhecida. hibridização envolvendo orbitais d nem sempre é aceitável
40 Hibridização de orbitais PCl 5 Orbitais d são grandes e altamente energéticos, portanto a hibridização com s e p seria incompleta. Energia do orbital é proporcional a distância média radial Se os átomos ligados ao átomo central forem altamente eletronegativos contração do átomo central, contração dos orbitais d hibridização possível
41 Ligações σ e π
42 Ligações σ e π não definem geometria da molécula encurtam ligações σ
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44 CH =CH
45 Teoria do Orbital Molecular elétrons de valência estão associados com todos os núcleos da molécula Combinação de Orbitais Atômicos Orbitais Moleculares Combinação de funções de ondas
46 Combinação pelo métodos linear (LCAO) Função de onda para Orbital Molecular N( C ( ) 1 ( A) C AB ( B) ) Densidade de probabilidade para Orbital Molecular C 1 ( A) C1C ( A) ( B) C ( B) sobreposição
47 combinação de orbitais s-s orbital ligante orbital anti-ligante
48 combinação de orbitais p-p π σ π π *
49 combinação de orbitais p-p π σ π σ π * σ *
50 combinação de orbitais s-p
51 combinação de orbitais p-d π π *
52 orbitais não ligantes
53 Energia de estabilização = Energia de ligação =
54 <O >O
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56 LIGAÇÕES METÁLICAS
57 Teoria do Orbital Molecular - Orbitais atômicos se combinam (superposição de funções de onda) formando os orbitais moleculares que se espalham por toda molécula. - A ligação química é descrita como delocalizada. Os elétrons estão associados com todos os átomos na molécula (ou cristal) e não com uma ligação específica entre dois átomos.
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59 Moléculas diatômicas Não existe Poucos orbitais atômicos originam poucos orbitais moleculares com grande diferença de energia
60 Metais Grande número de orbitais atômicos resulta em um grande número de orbitais moleculares com pequena diferença de energia (níveis muito próximos) Isso permite que os orbitais moleculares sejam agrupados em bandas
61 Teoria de Bandas nos Sólidos Explica a ligação metálica e, conseqüentemente, as propriedades dos sólidos metálicos e semicondutores Os orbitais moleculares podem ser agrupados em -Banda de Condução orbitais vazios -Banda de Valência orbitais preenchidos A diferença de energia entre as bandas de Condução e Valência de um material é chamada de GAP Quanto menor o GAP maior a capacidade de conduzir eletricidade
62 Em um condutor metálico (baixo GAP) a condutividade diminui com o aumento da temperatura - Nesse caso os átomos vibram mais fortemente e os elétrons acabam colidindo com esses átomos, o que dificulta sua movimentação. Em um semicondutor (GAP um pouco maior) a condutividade aumenta com o aumento da temperatura Em um isolante (alto GAP) a condutividade é nula
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64 Lado Negatico Como ocorre a condução elétrica? Variações de energia faz com que o elétron se mova para a banda de Condução formando um buraco na Banda de Valência BC CAMPO ELÉTRICO Lado Positivo BV O buraco positivo se move ao longo do sólido Uma corrente elétrica se origina com a movimentação de elétrons em direção aos buracos formados na presença de um campo elétrico.
65 Como nos metais os intervalos entre os níveis de energia não preenchidos são extremamente pequenos, um metal pode absorver energia de quase todos os comprimentos de onda. BC ou ou Luz BV Quando o elétron retorna ao nível de original há a emissão de luz de mesma energia fazendo com que a superfície polida de um metal tenha aparência lustrosa
66 Propriedades físicas dos metais maleabilidade (possibilidade de moldagem em diferentes formas) ductibilidade (produção de fios). Um átomo de metal pode se mover livremente com relação aos seus vizinhos, já que sua ligação é delocalizada (não tem direção) Cátions em um mar de elétrons A nuvem eletrônica é atraída por todos os núcleos simultaneamente
67 A capacidade de um semicondutor de transportar corrente elétrica pode ser ampliada por modificação química Tipos de Dopagem DOPAGEM Adição de elétrons na banda de Condução, formando um semicondutor do tipo n (negativo excesso de elétrons) Ex: Elementos do grupo 15, como o As, em elementos do grupo 14, como Si Remoção de elétrons da banda de Valência, formando um semicondutor do tipo p (positivo carência de elétrons) Ex: Elementos do grupo 13, como o In, em elementos do grupo 14, como Si
68 Dispositivos eletrônicos de estado sólido Diodos Transistores circuitos integrados contêm as chamadas junções p-n, que consiste em um semicondutor do tipo p em contato com um do tipo n GAP muito pequeno Luz solar excita os elétrons para a Banca de Condução, gerando assim uma corrente elétrica a partir de luz solar
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