Tabela periódica e ligações química

Transcrição

1 BIK0102: ESTRUTURA DA MATÉRIA Crédito: Sprace Tabela periódica e ligações química Professor Hugo Barbosa Suffredini hugo.suffredini@ufabc.edu.br Site:

2 Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos Carga nuclear efetiva (Z ef ) Z ef = Z total - Blindagem

3 TABELA PERIÓDICA... Percebendo a perfeição... Dimitri Ivanovich Mendeleev

4 Tabela Periódica Atual

5 TABELA PERIÓDICA

6 Tabela Periódica Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Metais Metalóides ou Semimetais Não-metais

7 Tabela Periódica

8 Propriedades Periódicas

9 Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO

10 Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO

11 Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos Blindagem Mg tem maior Z ef que o Na e por isso é menor!

12 Propriedades Periódicas ENERGIA DE IONIZAÇÃO

13 Propriedades Periódicas ENERGIA DE IONIZAÇÃO

14 Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica) Convenção: Energia liberada quando um átomo se torna um ânion Cl + e - Cl kj.mol -1 14

15 Ligações Iônicas AFINIDADE ELETRÔNICA Quanto maior a energia liberada para a formação do ânion, mais estável ele é! 15

16 Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos Representação de Lewis Elétrons de valência (elétrons localizados na camada mais externa do átomo) são representados como pontos ao redor do símbolo atômico. Qual a representação de Lewis para: 1 H, 2 He, 9 F? 16

17 Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos Exercício: a. Qual a distribuição eletrônica do Na (Z=11) e do Cl (Z=17)? b. Faça a representação de Lewis para os dois átomos. 17

18 Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto Símbolos de Lewis

19 Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto A regra do octeto Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de moléculas propondo a regra do octeto Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s 2 p 6. 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.

20 Ligações Químicas IÔNICA COVALENTE METÁLICA 20

21 Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto Ligação química: é a força que mantém dois ou mais átomos unidos. 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.

22 Ligações Iônicas Conceitos importantes: 1. Energia de Ionização 2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica) 3. Interações eletrostáticas 22

23 Ligações Iônicas Interações eletrostáticas Interação entre cargas força coulômbica Repulsão Atração r 23

24 Ligações Iônicas Interações eletrostáticas No caso de ligações iônicas, ocorre a interação entre íons: Cátion = carga positiva Ânion = carga negativa Par iônico r 24

25 Modelos de Sólidos Cristalinos NaCl (CFC) CsCl (CS) esfarelita (ZnS) fluorita (CaF 2 ) wurtzita (ZnS) arseneto de níquel rutilo perovskita espinélio, AB 2 O 4 25

26 Ligações Iônicas Energias envolvidas na formação da ligação iônica A energia de rede aumenta à medida que: As cargas nos íons aumentam A distância entre os íons diminui E l =κ Q 1 Q 2 d

27 Ligações Iônicas Propriedades dos Compostos Iônicos Não formam moléculas, mas par iônico (fase gasosa) Geralmente, sólidos à T amb elevados pontos de fusão Sólidos retículo cristalino 27

28 Propriedades dos Compostos Iônicos Não formam moléculas, mas par iônico (fase gasosa) Geralmente, sólidos à temperatura ambiente elevados pontos de fusão Sólidos retículo cristalino Alta dureza Ligações Iônicas Repulsão! 28

29 Ligações Iônicas 29

30 Ligações Iônicas Estequiometrias Comuns dos Compostos Iônicos 30

31 Exemplos de compostos iônicos 31

32 Exercício Escrever as estruturas de Lewis dos compostos formados pelos elementos abaixo: Na e Cl K e O Na e N Ca e F Mg e O Ca e P Fe e Br Al e O Al e N 32

33 Exercício Escrever as estruturas de Lewis dos compostos formados pelos elementos abaixo: NaCl K 2 O Na 3 N CaF 2 MgO Ca 3 P 2 FeBr 3 Al 2 O 3 AlN 33

34 Ligações Químicas IÔNICA COVALENTE METÁLICA 34

35 Formação de Compostos Moleculares compartilhamento de elétrons e - e - H Cl H Cl molécula de HCl ligação covalente: " fusão" da nuvens eletrônicas dos dois átomos nuvem eletrônica H Cl HCl 35

36 Estruturas de Lewis As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: 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 Nos casos mais simples, a regra do octeto é seguida. Cuidado: há inúmeras exceções à regra do octeto. H 36 H H C H H

37 Ligações Covalentes Coordenadas : 37

38 Ligações Múltiplas 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. 38

39 Comprimentos de Ligação 39

40 Energias de Ligação 40

41 Compostos Iônicos e Covalentes Oxalato de cálcio: Ânion orgânico O O O O 2 Ca 2+ 41

42 Compostos Iônicos e Covalentes H N H N C O O O O O S O O N O - H H N H O O S O 2- O O P O O 3- O O S O O 2- O O Cl O O 42 -

43 Ions poliatômicos Comuns 43

44 Ressonância Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis. híbridos de ressonância A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da molécula e contribui para a distribuição da ligação sobre toda a molécula. 44

45 Evidências Experimentais da Ressonância Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno, C 6 H 6, não explica todas as evidências experimentais: - Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de compostos com ligações duplas. - Comprimento de ligação: Todas as ligações carbonocarbono têm o mesmo comprimento. - Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos adjacentes. 45

46 Comprimentos de Ligação 46

47 Carga Formal É a carga que um átomo teria se os pares de elétrons fossem compartilhados igualmente. As estruturas de Lewis com baixas cargas formais geralmente têm a menor energia. f = V L ½ P onde: V = n o. de elétrons de valência do átomo livre; L = n o. de elétrons presentes nos pares isolados; P = n o. de elétrons compartilhados. Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com: (1) a menor carga formal nos átomos; e (2) a estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma carga formal negativa e ao elemento menos eletronegativo é atribuída uma carga formal positiva. 47

48 Carga Formal 48

49 Exceções à Regra do Octeto Existem três classes de exceções à regra do octeto: moléculas com número ímpar de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. 49

50 Exceções à Regra do Octeto: Radicais As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são chamadas de radicais. Eles são, em geral, muito reativos. CH 3 50

51 Exceções à Regra do Octeto: Octeto Expandido Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de elétrons ao redor de um átomo, são denominadas hipervalentes. Para ter octeto expandido, o átomo deve possuir orbitais d vazios na camada de valência e ter grande raio atômico. PCl 3(l) + Cl 2(g) PCl 5(s) 51

52 Exceções à Regra do Octeto: Octeto Expandido 52

53 Forma Espacial das Moléculas Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume a geometria 3D que minimize essa repulsão. Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV) ou VSEPR (do inglês Valence Shell Electron Pair Repulsion). 53

54 Formas Espaciais de Moléculas 54

55 Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e devem ser considerados na identificação da forma molecular. 55

56 Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o O: H H C H N O H109.5 H H H 107 O H H O O (tetraédrica) (piramidal) (angular) Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de elétrons não-ligantes aumenta. 56

57 Efeito de Ligações Múltiplas no Modelo VSEPR Cl o C O Cl o (trigonal planar) 57

58 Formas Espaciais de Moléculas (bipirâmide trigonal) (octaédrica) 58

59 Para moléculas maiores... 59

60 Para moléculas maiores... O H C 2 H 4 O 2 H O H H Tetraédico Trigonal plano Angular 60

61 Mais Formas Espaciais de Moléculas... 61

62 Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons Moléculas com pares de elétrons isolados no átomo central: Fórmula Geral: AX n E m onde: A = átomo central; X = átomo ligado; E = par isolado. Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e devem ser considerados na identificação da forma molecular. 62

63 Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons Fórmula Geral: AX 4 E Geometria gangorra é mais estável. Exemplo: SF 4 63

64 Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons Fórmula Geral: AX 3 E 2 Geometria em T. Exemplo: ClF 3 64

65 Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons Moléculas do tipo AX 4 E 2 quadrado planar 65

66 Estruturas de Moléculas Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes compostos e indique, em cada caso, o formato espacial das moléculas: (a)metanal ou formaldeído, H 2 CO (b) metanol, CH 3 OH (c) fosfina, PH 3 66

67 Polaridade da Ligação e Eletronegatividade Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula. Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). A eletronegatividade aumenta: ao logo de um período e ao descermos em um grupo. 67

68 Polaridade da Ligação e Eletronegatividade Eletronegatividade 68

69 Polaridade da ligação e Eletronegatividade Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão mais próximos a um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares. 69

70 Polaridade da Ligação e Eletronegatividade 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). F 2 (4,0 4,0 = 0,0) As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual). HF (4,0 2,1 = 1,9) As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons). LiF (4,0 1,0 = 3,0) 70

71 Polaridade da Ligação e Eletronegatividade Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação (iônica/covalente). A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ+ e o polo negativo por δ-. 71

72 Vetor Momento de Dipolo Q- r Q+ O momento de dipolo, : μ=qr Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). 72

73 Polaridade de Ligações Covalentes Em algumas moléculas, os elétrons não estão "igualmente" distribuídos entre os dois átomos. "Distorção" da nuvem eletrônica: elétrons são atraídos para o lado do elemento mais eletronegativo. H H H 2 H Cl + - HCl formação de cargas parciais 73

74 Polaridade de Ligações Covalentes Exemplos: H H : apolar Cl Cl : apolar H Cl : polar H O : fortemente polar H C: fracamente polar (momento de dipolo é muito pequeno) 74

75 Geometria Molecular e Polaridade de Moléculas ligação B F é polar vetor momento dipolar resultante = 0 molécula é APOLAR geometria planar ligação N H é polar pirâmide trigonal vetor momento dipolar resultante 0 molécula é POLAR 75

76 Moléculas Polares e Apolares 76

77 Exercício Determinar a polaridade de cada ligação e da molécula como um todo: CCl 4 HCCl 3 C 2 H 6 escala de eletronegatividade 77