Química Geral. Compostos moleculares e iônicos; Fórmulas moleculares e mínima; Ligações químicas. Profª Simone Noremberg Kunz

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1 Química Geral Compostos moleculares e iônicos; Fórmulas moleculares e mínima; Ligações químicas. Profª Simone Noremberg Kunz

2 2 Moléculas Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si. Cada molécula tem uma fórmula química. A fórmula química indica quais átomos são encontrados na molécula em qual proporção eles são encontrados. Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares.

3 3 Moléculas As moléculas que contêm dois átomos ligados entre si são chamadas moléculas diatômicas.

4 Fórmulas moleculares 4 Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula. Exemplos: H 2 O, CO 2, CO, CH 4, H 2 O 2, O 2, O 3 e C 2 H 4.

5 5 Fórmulas mínimas Fornecem os números e tipos relativos de átomos em uma molécula. Isto é, elas fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula. Exemplos: H 2 O, CO 2, CO, CH 4, HO, CH 2.

6 Fórmula estrutural: desenhando as moléculas As moléculas ocupam um espaço tridimensional. No entanto, normalmente as representamos em duas dimensões. A fórmula estrutural fornece a conectividade entre átomos individuais na molécula. A fórmula estrutural pode ou não ser usada para se mostrar a forma tridimensional da molécula. Se a fórmula estrutural mostra a forma da molécula, então usase o desenho em perspectiva: o modelo de bola e palito ou o modelo de preenchimento do espaço. 6

7 Fórmula estrutural 7

8 Ligações químicas 8 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Unem átomos para formar moléculas 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.

9 Representação de Lewis Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons de valência em torno do símbolo do elemento. O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento. 9

10 10 Representação de Lewis

11 Regra do octeto Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s 2 p 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). Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. - Elementos de transição e alguns elementos representativos usam os elétrons (n-1)d em ligações.

12

13 13 Ligações químicas Força atrativa: depende do tipo de ligação; Força repulsiva: sobreposição das nuvens eletrônicas Estado de equilíbrio: quando as duas forças se anulam. A energia de ligação (E 0 ) é a energia mínima necessária para separar esses dois átomos até uma distância de separação infinita. Em um material, cada átomo terá uma energia (E 0 ) associada a ele. Materiais com alta (E 0 ) têm alto ponto de fusão.

14 Ligações primárias ou intramoleculares ligação iônica ligação covalente ligação metálica 14 Ligações químicas Ligações secundárias ou intermoleculares Íon - dipolo Dipolo - dipolo London (dipolo induzido - dipolo induzido) Ligação de hidrogênio

15 15 Ligação iônica Forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas. Considere a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl 2 (g) NaCl(s) ΔHº f = - 410,9 kj

16 16 Ligação iônica De forma geral: Metais- Baixa energia de ionização- perdem elétrons para formar cátions. Não-metais- valor de afinidade eletrônica negativaganham elétrons para formar ânions. Cátions e ânions- cargas opostas- atração eletrostática Ex: Na + (g) + Cl - (g) NaCl(g)

17 Ligação iônica 17 A reação é violentamente exotérmica. Por isto inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por quê? O Na perdeu um elétron para se transformar em Na + e o cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl -. Eletronegatividade Observe: Na + tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl - tem a configuração do Ar. Isto é, tanto o Na + como o Cl - têm um octeto de elétrons circundando o íon central.

18 Ligação iônica 18

19 19 Ligação iônica O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na + é circundado por 6 íons Cl -. Similarmente, cada íon Cl - é circundado por seis íons Na +. Há um arranjo regular de Na + e Cl - em 3D. Os íons são empacotados o mais próximo possível. Não há uma fórmula molecular para descrever a rede iônica.

20 Ligação iônica 20 As configurações eletrônicas dos íons são derivadas da configuração eletrônica dos elementos, com o número necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível. As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável: Mg: [Ne]3s 2 Mg + : [Ne]3s 1 Mg 2+ : [Ne] não estável estável Cl: [Ne]3s 2 3p 5 Cl - : [Ne]3s 2 3p 6 = [Ar] estável

21 Ligação iônica 21 Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d). As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. SO 4 2-, NO 3-. Por exemplo,

22 22 Compostos iônicos Grande parte das ligações químicas envolvem a transferência de elétrons entre átomos. Exemplo: Para formar o NaCl, o átomo de sódio neutro, Na, deve perder um elétron para se transformar em um cátion: Na +. O elétron não pode ser totalmente perdido, dessa forma ele é transferido para um átomo de cloro, Cl, que então se transforma em um ânion: o Cl -. Os íons Na + e Cl - ligam-se para formar o cloreto de sódio (NaCl), mais conhecido como sal de cozinha.

23 Ligação iônica 23

24 24 Compostos iônicos Importante: observe que não existem moléculas de NaCl facilmente identificáveis na rede iônica. Portanto, não podemos usar formulas moleculares para descrevermos substâncias iônicas.

25 25 Compostos iônicos Considere a formação de um composto que contém Mg 2+ e N 3- : O Mg perde dois elétrons para se transformar em um Mg 2+ ; O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar em N 3- ; Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e ganhos deve ser igual. No entanto, o Mg só pode perder elétrons de dois em dois, e o N só pode receber elétrons de três em três.

26 26 Compostos iônicos O Mg precisa perder 6 elétrons (2 x 3) e o N precisa ganhar esses 6 elétrons (3 x 2). 3 átomos de Mg precisam formar 3 íons Mg 2+ (totalizando 3 x 2 + cargas), e 2 átomos de N precisam formar 2 íons N 3- (totalizando 2 x 3 - cargas). Portanto, a fórmula é Mg 3 N 2.

27 27 Exercício Escreva a fórmula mínima dos compostos que contém os seguintes íons: a) Pd 2+ e Cl - b) Fe 3+ e O 2- c) Mg 2+ e H - d) Ni 2+ e S 2- e) K + e N 3- f) Fe 2+ e Br - g) Si 4+ e O 2-

28 28 Ligação covalente Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. Átomos compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octeto. 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.

29 Ligação Covalente Cl - Cl 29

30 Estruturas de Lewis Ligação covalente As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: 30 Cl + Cl Cl Cl Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha: Cl Cl H F H O H H N H H H H C H H

31 Ligação covalente 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 ). H H O O N N Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 31

32 Átomo central 32 Ligação covalente Menor energia de ionização Ex: CH 4 Arranjar simetricamente os átomos em torno do átomo central Ex: SO 2 OSO e não SOO Se um composto é oxoácido, os átomos de H ligam-se aos de O, que por sua vez ligam-se ao átomo central. Ex: H 2 SO 4 HClO 4

33 Ligação covalente coordenada Uma ligação covalente onde cada átomo ligado contribui com um elétron do par compartilhado, é denominada ligação covalente normal Ex: NH 3 33 No íon amônio (NH 4+ ) um dos átomos de H está ligado ao N por um par de elétrons proveniente do átomo de N- Ligação covalente coordenada

34 34 Ligação covalente Polaridade da ligação O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.

35 35 Representação esquemática de uma molécula polar Dipolos elétricos ocorrem quando os centros das cargas positivas não coincidem com o centro das cargas negativas em uma molécula

36 36 Ligação covalente Eletronegatividade e polaridade de ligação 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); as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons).

37 Ligação covalente Eletronegatividade e polaridade de ligação 37 Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ + e o polo negativo por δ -.

38 38

39 Desenhando as estruturas de Lewis 39 Some os elétrons de valência de todos os átomos. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. 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.

40 Desenhando as estruturas de Lewis 40 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.

41 Desenhando as estruturas de Lewis 41 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.

42 42 Carga formal= V- (L + ½S) V= número de elétrons de valência no átomo livre L= número de elétrons nos pares isolados S= número de elétrons compartilhados

43 Desenhando as estruturas de Lewis 43 A estrutura mais estável tem: a carga formal mais baixa em cada átomo, a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.

44 Estruturas de ressonância 44 Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis. 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). O O O

45 45 Estruturas de ressonância

46 Estruturas de ressonância As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas. 46

47 Estruturas de ressonância 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. 47 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.

48 Estruturas de ressonância 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: 48 O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).

49 49 Ligação metálica Propriedades físicas dos metais Importantes propriedades físicas dos metais puros: maleáveis, dúcteis, bons condutores e frios ao tato. A maioria dos metais é sólido com átomos em um empacotamento denso. No Cobre, cada átomo está rodeado por 12 vizinhos. Não existem elétrons suficientes para que os átomos metálicos estejam ligados covalentemente entre si.

50 50 Modelo da Ligação Metálica

51 Ilustração esquemática da ligação metálica 51 Estrutura formada por íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma nuvem eletrônica que circula livremente entre os íons positivos

52 Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica 52 Ligação metálica Os elétrons de valência não se encontram ligados a qualquer átomo em particular no sólido, pertencem ao metal como um todo, e estão mais ou menos livres para se movimentar por todo o material. Formam um "mar de elétrons" ou "nuvem de elétrons". Os outros elétrons (não de valência), juntamente com os núcleos, formam os núcleos iônicos que possuem carga líquida positiva que neutralizam os elétrons livres. Propriedades como a condutividade térmica e elétrica e a fratura dúctil podem ser explicadas por este modelo de ligação.

53 53 Propriedades associadas as ligações metálicas Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons podem se mover em presença de uma f.e.m. ou de um gradiente de temperatura. Permitem grande deformação plástica pois as ligações são móveis ou seja não são rígidas como as iônicas e as covalentes Possuem o brilho metálico, como os elétrons são muito móveis trocam de nível energético com facilidade emitindo fótons São sempre opacos: pela mesma razão acima mas nesse caso absorvendo a luz incidente

54 Forças intermoleculares Forças entre moléculas, diferente das ligações entre átomos. 54 Propriedades físicas dos líquidos Estrutura e propriedades físicas dos sólidos Fases da matéria- Ex Carbono: diamante, duro e transparente; grafita, mole e preta. Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as ligações (por exemplo, 16 kj mol -1 versus 431 kj mol -1 para o HCl). Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).

55 Ligações intermoleculares 55

56 56 Ligações intermoleculares Também chamadas de forças de van der Waals. Essas ligações, embora fracas, alteram propriedades como ponto de fusão e de ebulição em materiais onde atuam. Elétrons não são doados nem compartilhados. A ligação é gerada por assimetrias na distribuição de cargas no átomo que criam dipolos.

57 57 Ilustração esquemática da ligação de van der waals São ligações secundárias fracas que estão relacionadas a atração de dipolos elétricos

58 Ligações intermoleculares 58 Forças Íon - Dipolo A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, solução de sal em água). São fortes para íons pequenos com carga elevada.

59 Ligações intermoleculares 59 Forças Dipolo - Dipolo As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras. Mais fracas do que as forças íon-dipolo. Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as moléculas se movimentam. Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade.

60 Ligações intermoleculares 60 Forças Dipolo - Dipolo

61 Ligações intermoleculares 61 Forças Dipolo - Dipolo

62 Ligações intermoleculares 62 Forças de dispersão de London ou dipolos induzidos A mais fraca de todas as forças intermoleculares. É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem. O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula adjacente (ou átomo). Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas. Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo ou induzido).

63 Ligações por dipolos induzidos 63

64 Ligações intermoleculares 64 Forças de dispersão de London Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma molécula (ou átomo) adjacente. As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de dispersão de London.

65 Ligações intermoleculares 65 Forças de dispersão de London Polarizabilidade: facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de elétrons) mais polarizável ela é. As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta. Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas. As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula.

66 Forças de dispersão de London Ligações intermoleculares Quanto maior for a área de superfície disponível para contato, maiores são as forças de dispersão. As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são menores do que entre as moléculas com formato de cilíndricas. 66

67 Ligações intermoleculares 67 Ligação de hidrogênio Caso especial de forças dipolo-dipolo. A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos. H ligado a um elemento eletronegativo (mais importante para compostos de F, O e N). Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se muito mais próximos do X do que do H. H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H δ + apresenta um próton quase descoberto. Consequentemente, as ligações de H são fortes.

68 Ligações intermoleculares 68 Ligação de hidrogênio Átomos de H ligados à átomos de O, N e F Tipo mais forte de força intermolecular

69 69 Ligações intermoleculares Ligação de hidrogênio A água é uma molécula polar, pois o oxigênio é mais eletronegativo do que o hidrogênio, e, então, os elétrons são atraídos para o próximo oxigênio.

70 Ligações intermoleculares 70 Ligação de hidrogênio Atração por pontes de hidrogênio entre moléculas de água

71 Representação esquemática da ligação de Van der Waals para o ácido fluorídrico 71

72 72 Quais forças intermoleculares estão presentes entre as moléculas 1. C 2 H 6 2. H 3 C CH 2 CH 2 OH 3. H 2 C CH 2 CH 2 OH OH 4. C 3 H 8 5. H 3 C CH 2 CH 2 OH e Na + Dadas as substâncias, qual apresenta maior ponto de ebulição? 1. CH 4 2. SO 2 3. H 2 O 4. Cl 2 5. HCl

73 73 O dióxido de carbono é um gás presente na atmosfera e nos extintores de incêndio. Qual ligação está presente entre os seus átomos? E suas moléculas estão unidas por que tipo de ligação? A alternativa que apresenta somente moléculas polares é: a) N 2 e H 2 b) H 2 O e NH 3 c) PH 3 e CO 2 d) H 2 S e CCl 4 e) CH 4 e HCl

74 74 A compreensão das interações intermoleculares é importante para a racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas, bem como para o entendimento dos processos de reconhecimento molecular que ocorrem nos sistemas biológicos. A tabela abaixo apresenta as temperaturas de ebulição (TE), para três líquidos à pressão atmosférica. Com relação aos dados apresentados na tabela abaixo, podemos afirmar que: a) as interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas presentes na água. b) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na acetona. c) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes. d) a magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos. e) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na água.

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