QUÍMICA GERAL Ligações Químicas. slide- 1 LIGAÇÕES QUÍMICAS. Profª. Camila Amorim

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1 slide- 1 LIGAÇÕES QUÍMICAS Cap. 8 J.B. Russel 1

2 LIGAÇÕES QUÍMICAS slide- 2 Definição: forças que unem átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos; Forças de interação mais fortes; Iônicas Covalentes A maioria das ligações possui características ti intermediárias i - predominantemente iônicas ou covalentes 2

3 LIGAÇÕES IÔNICAS slide- 3 Atração eletrostática entre os íons de cargas opostas. NaCl arranjo ordenado em três dimensões dos íons Na + e Cl - 3

4 ESTRUTURAS DE LEWIS slide- 4 Consiste no seu símbolo químico, rodeado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo; O símbolo químico numa estrutura de Lewis representa o tronco ou cerne do átomo; 4

5 ESTRUTURAS DE LEWIS slide- 5 5

6 ESTRUTURA DE LEWIS slide- 6 6

7 REGRA DO OCTETO slide- 7 Com exceção ao He todos os átomos dos gases nobres possuem uma camada de valência especialmente estável, ns 2 np 6 ou seja um octeto. Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam rodeados por 8 e - de valência; CUIDADO! EXISTEM VÁRIAS EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO. 7

8 Configurações eletrônicas dos íons slide- 8 Quando um átomo de um metal de um grupo principal i forma um cátion, ele perde seus elétrons de valência s e p e adquire a configuração eletrônica do átomo de gás nobre que o precede. 8

9 Configurações eletrônicas dos íons slide- 9 Quando átomos de não-metais adquirem elétrons para formas ânions, eles o fazem até que seja atingido a configuração eletrônica do gás nobre seguinte. 9

10 Exemplos slide- 10 Escreva a estrutura de Lewis para cloreto de cálcio, sulfeto de potássio, óxido de alumínio e nitreto de bário. 10

11 LIGAÇÕES IÔNICAS slide

12 LIGAÇÕES QUÍMICAS slide- 12 entre átomos: iônica 12

13 LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIA slide- 13 Todas as reações ocorrem quando os produtos formados são mais estáveis que os reagentes = liberação de energia = decréscimo de entalpia (pressão cte) H<0; Entalpia = calor absorvido durante um processo sob pressão constante, é igual ao aumento na energia do sistema menos o trabalho H = U - w 13

14 ENERGIA PARA REAÇÕES QUÍMICAS slide- 14 Calor = energia transferida do sistema para o meio devido apenas à diferença de temperatura entre eles (Ts > To); flui naturalmente de uma região + quente para uma + fria; q Trabalho = Capacidade de aumentar a energia do sistema; w = quantidade de trabalho realizado sobre um sistema; it w<0 = sistema realiza trabalho Expansão; w>0 = trabalho é feito sobre o sistema Compressão; U = q = não há trabalho realizado; U U = w = não há calor transferido; 14 U = q + w = 1ª lei da termodinâmica

15 Lei de Hess slide- 15 A variação da entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação. Valores da reação de formação são tabelados e podem ser utilizados para calcular os valores de H de outras reações. A reação de formação é aquela em que um mol lde um único produto éformado a partir de seus elementos (não combinados): C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) 15

16 LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIA slide- 16 A energia de ionização i dos átomos de metal que deve ser fornecida é parcialmente recuperada pela afinidade eletrônica dos não-metais. A diminuição da energia global que leva à formação do sólido iônico deve-se à forte atração entre os cátions e ânions que ocorre no estado sólido 16

17 slide- 17 Sólidos iônicos Ligações iônicas são fortes = quantidade razoável de energia deve ser fornecida para quebrar um sólido iônico; Pontos de fusão e calores de fusão relativamente alto; No retículo cristalino os íons estão presos fracos condutores de calor e eletricidade; Quando fundidos ou em solução aquosa conduzem; 17

18 slide- 18 Por que os sólidos iônicos são quebradiços? Sólidos original: Golpe de martelo: O sólido quebra em arranjo ordenado de cátions e ânions empurra os íons para posições em que os cátions e os fragmentos resultados das forças repulsivas ânions se aproximam 18

19 LIGAÇÕES COVALENTES slide- 19 Ocorre quando dois átomos tem a mesma tendência de ganhar e perder elétrons. Compartilhamento de e-. 19

20 LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES slide

21 LIGAÇÕES COVALENTES slide

22 LIGAÇÕES COVALENTES MÚLTIPLAS slide

23 HÍBRIDO DE RESSONÂNCIA slide- 23 Algumas vezes não é possível representar uma partícula com uma única estrutura de Lewis. Molécula de Ozônio O 3 = existem duas estruturas contribuintes, ou duas estruturas de ressonância, são duas formas de representar a geometria da molécula = híbrido de ressonância Forma intermediária entre as duas formas possíveis 23

24 HÍBRIDO DE RESSONÂNCIA slide

25 EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO slide

26 ELETRONEGATIVIDADE slide- 26 A atração exercida por um átomo sobre o par de e- na sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva e da distância entre os núcleos e a camada de valência; Eletronegatividade = tendência relativa mostrada por um átomo ligado em atrair o par de e-; Determinam o quanto um par é compartilhado 26

27 PERIODICIDADE E ELETRONEGATIVIDADE slide- 27 A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para direita através de um período na tabela devido ao aumento na carga nuclear. Elementos de transição irregularidades resultantes da variação na efetividade da blindagem. Nos grupos a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo. 27

28 slide- 28 ELETRONEGATIVIDADE E TIPO DE LIGAÇÃO Átomos idênticos i possuem a mesma eletronegatividade distribuição de cargas na molécula é simétrica não-polar; Ligação covalente polar = par de e- não é compartilhado igualmente; HF - F possui uma eletronegatividade maior que o H. nuvem eletrônica é atraída para o átomos de F. 28

29 slide- 29 POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE OO grau com que um par é compartilhado depende da diferença entre as eletronegatividades dos átomos ligados; Quanto maior a diferença de eletronegatividade mais polar a ligação; 29

30 LIGAÇÃO IÔNICA X COVALENTE slide

31 DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE Δχ e POLARIDADE DAS LIGAÇÕES slide

32 ENERGIAS DE LIGAÇÃO slide- 32 Energia necessária para romper uma ligação específica; Energia de dissociação geralmente positiva e expressa como H; ; 32

33 Energias médias de ligação simples slide

34 Energias médias de ligação slide

35 slide- 35 CICLO DE BORN-HABER: para determinar a energia de ligação 35

36 slide- 36 BALANÇO DE CARGAS: CARGA FORMAL Carga que um átomo teria se todos os pares de e - fossem compartilhados por igual = ligações não-polares; 1. Escrever a estrutura de Lewis 2. Atribuir os e - de valência aos átomos: a. Atribua ambos os e - de cada par solitário ao seu átomo b. Dividir cada par compartilhado, atribuindo um e - para cada átomo ligado pelo par Carga formal = (e - de valência ) átomo isolado (e - valência) átomo ligado Soma das cargas formais: Moléculas = 0 Íons = carga do íon 36

37 CARGA FORMAL slide- 37 Fornece uma indicação da extensão da perda ou ganho de e- por um átomo no processo de formação da ligação covalente. As estruturas com as menores cargas formais são as que provavelmente têm as menores energias Dióxido de carbono Estruturas mais prováveis de acordo com a carga formal Monóxido de dinitrogênio 37

38 Repulsão dos Pares Eletrônicos slide- 38 Estrutura t de Lewis = cada par de pontos representa o par de e - de valência que ocupa um orbital de cada átomo; Arranjo geométrico = repulsão dos pares de e - são mínimas; Método VSEPR = repulsão entre os pares eletrônicos da camada de valência: orientação buscando a mínima energia; magnitude da repulsão depende do compartilhamento dois pares compartilhados = repulsão mais fraca par solitário e par compartilhado = intermediária; pares solitários = forte decréscimo com o aumento do ângulo entre os pares 90 graus = fortes 120 graus = mais fracas 180 graus = extremamente fracas 38

39 Método VSEPR slide- 39 Número estérico sem ligações múltiplas = número total de pares eletrônicos (solitários e compartilhados) ao redor do átomo com ligações múltiplas = soma do número de átomos ligados a ele mais o número de pares solitários Determinação do número e localização dos pares solitários 39

40 Geometria das moléculas slide

41 MÉTODO VSEPR slide- 41 Esquematizar a estrutura de Lewis Determinar o n. estérico do átomo central Orientar o par de e- e as ligações múltiplas nas posições apropriadas ao redor do átomo a fim de minimizar i i as repulsões entre eles (vértices das figuras geométricas); Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura geométrica obtida anteriormente. Vértices sem átomos pares solitários = menor n. de repulsões; 41

42 slide

43 LIGAÇÕES QUÍMICAS slide

44 LIGAÇÕES QUÍMICAS slide

45 Estrutura do PCl 5 slide

46 Método VSEPR slide

47 Estrutura do ClF 3 slide

48 Estrutura do SF 4 slide

49 Estrutura do SF 6 slide

50 Estrutura do XeF 4 slide

51 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS slide- 51 Não polar = posição média de todas as cargas positivas coincide com a posição de todas as cargas negativas; Polar = centros das cargas não se coincidem = existência do dipolos Momento dipolo = medida da magnitude das cargas parciais = μ = unidade = debye (D) μ = e. d 2 cargas iguais e opostas de grandeza e,separadas pela distância d,constituem um dipolo e produzem um momento dipolar μ 51

52 slide

53 slide

54 Momento dipolar de algumas moléculas slide

55 slide

56 slide

57 slide

58 slide

59 slide

60 slide

61 LIGAÇÕES QUÍMICAS slide- 61 entre átomos: metálica 61

62 LIGAÇÕES QUÍMICAS slide- 62 entre moléculas: íon dipolo permanente íon dipolo induzido dipolo permanente dipolo permanente dipolo permanente dipolo induzido dipolo induzido dipolo induzido 62

63 LIGAÇÕES QUÍMICAS slide

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