Ligações Químicas. Prof. Ms. Vanderlei Inácio de Paula

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1 Ligações Químicas Prof. Ms. Vanderlei Inácio de Paula

2 Ligações Químicas O professor recomenda: Estude pelos seguintes livros/páginas sobre a Ligações químicas e faça os exercícios! Shriver Ed 3. Cap.3 p Shriver Ed 4 Cap.2 p Atkins & Jones Cap. 3 p Brown Cap. 9 p Lee Cap. 4 p Mahan Cap.11 e 12 p Russel v2 Cap.19 p

3 Transformação Química Método científico:

4

5 Transformação Química Reações Químicas

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7 Transformação Química Reações Químicas

8 Transformação Química Reações Químicas

9 Transformação Química Reações Químicas

10 Modelos Atômicos Átomos Átomos do elemento X Átomos do elemento Y Átomos do composto entre X e Y

11 Modelos Atômicos Modelos atômicos: Dalton Thomson Rutherford Rutherford - Bohr

12 Modelos Atômicos Modelo de Dalton Átomo indivisível (in = não = a // tomo = parte); Átomos diferentes; Átomos maciços; Átomos duros.

13 Modelos Atômicos Modelo de Thomson Cargas elétricas dispostas aleatoriamente.

14 Modelo de Thomson Modelos Atômicos

15 Modelos Atômicos Modelo de Rutherford Elétrons e prótons em localização definida.

16 Modelos Atômicos Modelo de Rutherford Elétrons e prótons em localização definida.

17 Modelos Atômicos Modelo de Rutherford

18 Modelos Atômicos Modelo de Rutherford

19 Modelos Atômicos Modelo de Rutherford

20 Íons Modelos Atômicos

21 Distribuição eletrônica?

22 Distribuição eletrônica

23 Distribuição eletrônica

24 Distribuição eletrônica

25 Distribuição eletrônica Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Sub-nível mais energético Camada de valência = 1e 40 Sub-nível mais energético Ca = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s Camada de valência = 2e 52 Sub-nível mais energético Cr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 Camada de valência = 6e Camada de valência s x s 2 + p x s 2 + d x s 2 + f x x 2 + x 2 + x 2 + x

26 Tabela Periódica - disposição

27 Tabela Periódica Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3 período 1A ou grupo Ca = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4 período 2A ou grupo Cr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 4 período 6B ou grupo 6 Camada de valência s x s 2 + p x s 2 + d x s 2 + f x x 2 + x 2 + x 2 + x

28 Tabela Periódica Tipo 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A Metal Ametal

29 Revisão Ligação Química Estrutura de Lewis: Gilbert Newton Lewis Estabilidade máxima é alcançada quando um átomo torna-se isoeletrônico com um gás nobre. Nas ligações químicas os elétrons mais externos são utilizados, conhecidos por elétrons de valência. O símbolo de Lewis consiste no símbolo do elemento químico e mais um ponto para cada elétron de valência.

30

31 Revisão Ligação Química Regra do Octeto: oito elétrons ESTABILIDADE... Ligação Iônica Ligação metálica Ligação covalente

32 Revisão - Ligação Iônica: Ligação entre átomos que prevalece a doação ou ganho de elétrons, assim sendo sempre haverá formação de íons (cátions (+) e ânions (-) ). Veja o exemplo do composto iônico NaCl (sal de cozinha): 8 elétron na penúltima camada. 11Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1 elétron na camada de valência (fronteira). 17Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 7 elétron na camada de valência (fronteira).

33 Revisão - Distribuição eletrônica : 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Retirando um elétron da camada de valência 11Na + - 1e - 1s 2 2s 2 2p 6 Um elétron a menos na camada de valência 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Acrescentando um elétron na camada de valência + 1e - 17Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Um elétron a mais na camada de valência

34 Revisão - Ligação Iônica: O sódio (Na) perderá um elétron tornando se estável com os oito elétrons restantes da penúltima camada. Será formado o cátion Na +, veja que o símbolo POSITIVO (+) INDICA A AUSÊNCIA DE ELÉTRONS. O cloro (Cl) ganhará um elétron tornando se estável com oito elétrons na ultima camada. Assim será formado um ânion, Cl - ; veja que o símbolo NEGATIVO (-) INDICA O GANHO DE ELÉTRONS.

35 Revisão - Fórmula Iônica: x+ Cátion y y- Ânion x

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37 Revisão - Retículo cristalino:

38 Ruptura de cristal

39 Exercícios: Dados os grupos dos elementos, faça a representação de Lewis e forneça a fórmula resultante para as ligações iônicas entre os elementos: I- Ca (grupo 2) e Br (grupo 17). II-Na (grupo 1) e O (grupo 16). III- Mg (grupo 2) e S (grupo 16). IV- Al (grupo 13) e F (grupo 17).

40 Exercícios: Os compostos formados pelos pares: Mg e Cl; Ca e O; Li e O; K e Br; possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e os ânions são, respectivamente: (Dados: Li (Z = 3); O (Z = 8); Mg (Z = 12); CI (Z = 17); K (Z = 19); Ca (Z = 20); Br (Z = 35)). a) 1 : 1 2 : 2 1 :1 1 : 2 b) 1 : 2 1 : 2 1 : 1 1 : 1 c) 1 : 1 1 : 2 2 : 1 2 : 1 d) 1 : 2 1 : 1 2 : 1 1 : 1 e) 2 : 2 1 : 1 2 : 1 1 : 1

41 Revisão Ligação covalente Gilbert Lewis propôs: Durante a ligação química ocorre o compartilhamento de elétrons pelos átomos. Compostos covalentes ou moleculares são aqueles que contêm ligação covalente. A formação de ligação covalente entre átomos polieletrônicos envolve apenas os elétrons de valência. Elétrons da ligação Pares isolados

42 Estrutura de Lewis Etapas para escrita da estrutura de Lewis: Somar os elétrons de valência de todos os átomos. No caso da molécula de água (H 2 O) temos: Use um par de elétron para ligar cada conjunto de átomos (H-O), assim terá: H-O-H Arranje os elétrons satisfazendo o número de elétrons de valência de cada átomo individual.

43 Estrutura de Lewis Vamos montar a molécula de CO 2 : A soma dos elétrons de valência: A formação da ligação em cada grupo (C-O) logo temos O-C-O. Dos 16 (e-) iniciais sobraram 12 (e-), usa-se um par em cada ligação, assim é pode se montar com os pares isolados: A estrutura ainda não está correta, pois o carbono possui 4 (e-), assim o correto será:

44 Estrutura de Lewis Vamos o íon cianeto (CN - ): A soma dos elétrons de valência: O elétron do ânion é considerado na contagem. Após a ligação C-N ainda resta 8 (e-). Distribuindo os elétrons nas ligações se forma uma tripla ligação entre C e N. Repare que há um par isolado no carbono e no nitrogênio.

45 Exercícios Estrutura de Lewis Monte a estrutura de Lewis para as seguintes moléculas: a) HF b) N 2 c) NH 3 d) CH 4 e) CF 4 f) NO + Estratégia: Aplique as três etapas básicas conforme realizado anteriormente. Tente realizar sozinho, a resposta está nos próximos slides.

46 Resolução:

47 Estrutura de Lewis Desafio: monte as estrutura para SF 4 e SF 6 Os elétrons de valência para SF 4 é 6 + (7x4) = 34 e- Monte uma ligação S-F com cada Flúor e ainda haverá 13 pares de elétrons remanescente. A estrutura ao lado ainda não está correta. Falta adicionar um par de elétron. O enxofre expandiu sua camada de valência. Enxofre com 10e-

48 Estrutura de Lewis A estrutura SF 6 ficará assim: Os elétrons de valência para SF 6 é 6 + (7x6) = 48 e- Os 24 pares de elétrons, seis são utilizados nas ligações S-F e os 18 pares são divididos nos 6 átomos de flúor. O enxofre está com a camada de valência expandida com 12 elétrons.

49 Comprimento de ligação O comprimento de ligação está diretamente atrelado com as propriedades das moléculas.

50 * pm = m Comprimento de ligação

51 * pm = m Comprimento de ligação

52 Exercícios - Comprimento de ligação Preveja em cada par de ligações qual tem menor comprimento. a) P-O ou S-O b) C=C ou C-C c) C-S ou C-Cl Estratégia: Tente fazer as previsões e depois confirme com os valores aproximados das tabelas apresentadas.

53 Energia de ligação A força da ligação química está envolvida diretamente em relação a energia liberada pela formação da ligação (processo exotérmico) ou pela energia absorvida pela quebra da ligação (processo endotérmico). Cálculos envolvendo a energia de ligação permite fazer previsão do comportamento energético de cada reação. H 2 + Cl 2 HCl absorve ou libera calor?

54 Energia de ligação

55 Energia de ligação

56 Energia de ligação

57 Exercícios Energia de ligação Calcule a entalpia de reação a partir das energias de ligações envolvidas. 2 Estratégia: Calcule as energias necessárias para quebrar as ligações e para formação. Leve em consideração a quantidade.

58 Resolução Energia absorvida pela quebra de ligações: 4 x (C-H) = 1664 kj 2 x (C=N) = 1232 kj kj 2x (N=N) = 836 kj Energia liberada pela formação de ligações: 4 x (C-H) = 1664 kj 1 x (C=C) = 598 kj kj 2 x (N N) = 1892 kj Total de energia envolvido = kj

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60 Eletronegatividade A ligação química é um equilíbrio de forças atrativas e repulsivas. Alguns átomos tendem a atrair mais os elétrons de uma ligação química.

61

62 Exercícios Eletronegatividade Para cada par de ligações indique a carga positiva e negativa, indique qual a ligação mais polar a) Cl-F e Br-F b) N-Cl e P-Cl

63 Eletronegatividade

64 Momento dipolar

65 Momento dipolar

66 Carga formal A carga formal de um átomo é a diferença entre o número de elétrons de valência em um átomo isolado e o número de elétrons atribuídos a esse átomo em uma estrutura de Lewis. Segue o modelo de cálculo da carga formal para o ânion cianato NCO -.

67 Exercícios Carga formal A duas possibilidade de estrutura de Lewis para N 2 O, determine a carga formal Estrutura preferencial

68 Exercícios Carga formal A duas possibilidade de estrutura de Lewis para Cl 2 O, determine a carga formal Estrutura preferencial

69 Ressonância A estrutura de Lewis para a molécula do ozônio, O 3, pode ser montada de duas maneira: Na verdade a molécula possui uma estrutura de ressonância, ou seja, ambas estruturas existem em equilíbrio. A seta de duas pontas é utilizada nesse caso.

70 Ressonância O ânion carbonato (CO 3-2 ) também possui estruturas de ressonância. As estruturas em ressonância são também mostradas por linhas tracejadas. A distância das ligações dos átomos de oxigênio é 129 pm, um intermediário entre C-O (143 pm) e C=O (122 pm).

71 Ressonância A molécula de benzeno é um exemplo típico de estruturas em ressonância. No caso há duas estruturas em ressonância como vemos abaixo: A molécula pode ser representada mostrando ou não os hidrogênios. Perceba que as ligações duplas são alternadas, mas as posições são diferentes.

72 Exercícios - Ressonância Escreva as estruturas de Lewis em ressonância para o íon cianato (NCO-). Calcule também a carga formal para a estrutura preferencial. Estrutura preferencial

73 Teoria de Ligação de Valência (TLV) A ligação covalente é formada quando dois átomos aproximam seus orbitais atômicos semi-preenchidos ocorrendo uma sobreposição dos orbitais. Os elétrons são emparelhados em sobreposição dos orbitais atômicos ocorrendo atração dos mesmos em ambos núcleos atômicos. Ligação H H é resultante da sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio, parcialmente ocupados. Ligação H-H possui simetria cilindrica, ligação sigma ( ).

74 Teoria de Ligação de Valência (TLV) As estruturas de Lewis não explicam a formação de uma ligação. Qual a maneira correta de considerar a ligação química levando em conta os termos da mecância quântica?

75 Teoria de Ligação de Valência (TLV) H 2 HCl Cl 2

76 Energia Teoria de Ligação de Valência (TLV) H.. H Cargas pontuais Energia de Ligação H H (distância entre átomos de H)

77 Teoria de Ligação de Valência (TLV)

78 As forças eletrostáticas presentes na molécula de gás hidrogênio: H 2 Repulsão eletrônica (destabilização) Repulsão nuclear (destabilização) atração elétron-núcleo (estabilização)

79 Teoria de Ligação de Valência (TLV) À medida que dois átomos se aproximam, seus orbitais atômicos se superpõem. O aumento da superposição possui um máximo até o momento que a energia de interação diminui. A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de ligação). Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos começam a se repelir e a energia aumenta. À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo-núcleo, elétronelétron).

80 Hibridização Cada orbital atômico possui uma energia distinta, entretanto é possível ocorrer a promoção de elétrons de um orbital ocupado para outro orbital desocupados. Pela TLV o Berílio não faria nenhuma ligação química pois o orbital 2s já está totalmente ocupado, da mesma forma o Boro faria somente uma ligação e o Carbono duas ligações. Como poderia existir BeF 2, BF 3 e CH 4

81 Hibridização

82 Hibridização

83 Hibridização

84 Hibridização

85 Ligação sigma ( )

86 Ligação Pi ( )

87 Teoria do Orbital Molecular (TOM) A teoria do orbital molecular (TOM): Indica as energias dos orbitais que contém os elétrons envolvidos nas ligações químicas, podendo predizer a ordem de ligação e disponibilidade dos elétrons nas ligações. A ligação sempre ocorre em menor energia possível. É possível obter combinações anti-ligantes, ou seja, que não são favoraveis a combinações dos orbitais atômicos, geralmente são combinações de alta energia.

88 Teoria do Orbital Molecular (TOM)

89 Teoria do Orbital Molecular (TOM)

90 Diagrama de energia do H 2 por TOM 2 e - s em orbital ligante de baixa energia 0 e - s em orbital antiligante de alta energia

91 Teoria do Orbital Molecular (TOM) A ordem de ligação é definida como: elétrons ligantes - elétrons antiligantes 2 A ordem de ligação na molécula de H 2 é (2-0)/2 = 1. Já para a molécula hipotética de He 2 a ordem de ligação é (2-2)/2 = 0. O valor da ordem de ligação indica o número de ligações feitas entre dois átomos.

92 Teoria do Orbital Molecular (TOM)

93 Anti-ligação * 1s OM e- densidade fora dos nucleos Ligação 1s OM e - densidade entre 2 núcleos

94 Teoria do Orbital Molecular (TOM)

95 Teoria do Orbital Molecular (TOM)

96 Orbital molecular de p p / -ligante 2 e - s em orbital ligante de baixa energia 0 e - s em orbital antiligante de alta energia

97 Orbitais moleculares de p p -ligante 2 e - s orbital ligante de baixa energia 0 e - s em orbital antiligante de alta energia

98 Exercícios TOM Calcule a ordem de ligação para cada íon ou molécula. H 2 + H 2 He 2 + He 2

99

100

101 2px é maior do que 2py 2pz para o O2 e F2

102 Teoria do Orbital Molecular (TOM)

103 Gás oxigênio O (O 2 ) 2, F 2, Ne 2 2p 2p 2p 2p 2p 2p O 2 é paramagnético! 2s 2s Orbital Atômico Orbital molecular 2s 2s Orbital Atômico

104 Estrutura de uma ligação dupla (omissão dos orbitais moleculares antiligantes)

105 C 2 H 2 (acetileno) Tripla ligação 2 -ligação de C(sp) H(s) sobrepostos 1 - ligação de C(sp) C(sp) sobrepostos 2 perpendicular - ligação de C(p) C(p) sobrepostos

106

107 C 6 H 6 (benzeno) ligação Cada C usa os orbitais 2sp 2 para fazer 3 ligação Um orbital 2p de cada C é remanescente

108

109 Benzeno Resonance Structures Localized bonding Delocalized bonding

110 C 6 H 6 (benzeno) ligação

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