INTRODUÇÃO. Matéria é formada por átomos que se unem espontaneamente uns aos outros

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Raphaella Álvaro Coimbra
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1 Ligações químicas

INTRODUÇÃO Matéria é formada por átomos que se unem espontaneamente uns aos outros John Dalton (1766-1844)

2 INTRODUÇÃO Matéria é formada por átomos que se unem espontaneamente uns aos outros John Dalton ( ) químico inglês considerado o pai do átomo Como os átomos estão unidos entre si? Qual a natureza dessas interações?

3 Como os átomos se unem? Ligações Químicas Aumenta sua Estabilidade Adquirem distribuição eletrônica Semelhante aos Gases nobres Regra do Octeto ( 2 ou 8 elétrons na CV)

4 As ligações químicas podem se divididas em dois grupos 1. Ligações químicas fortes (Interatômicas) - iônicas - covalentes - metálicas 2. Ligações químicas fracas (Intermoleculares) - ligações de Hidrogênio - forças de Van der Waals

5 1.1. Ligação Iônica metal + não-metal 11Na = 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Configuração do gás nobre Ne 17Cl = 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 Configuração do gás nobre Ar O íon fica com 8 elétrons na camada de valência (REGRA DO OCTETO) Força de atração eletrostática ligação iônica

6 Consultando a tabela periódica! Na família 1A Na + Cl família 7A Cl - Na+ Cl - NaCl Ca família 2A Ca 2+ Cl família 7A Cl - Ca 2+ Cl - CaCl 2 Al família 3A Al 3+ O família 6A O 2- Al 3+ O 2- Al 2O 3

7 LIGAÇÕES IÔNICAS Propriedades gerais dos compostos iônicos: a) sólidos cristalinos (quebradiços) Cloro Sódio

8 b) pontos de ebulição e fusão altos: Cloro Sódio c) condução de eletricidade no estado líquido ou aquoso: NaCl (s) Na + (l) + Cl- (l) NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl- (aq)

10 Células unitárias: É a menor unidade que se repete e que tem todas as características de simetria da forma organizada espacial dos átomos.

11 Cristais iônicos outros tipos

12 Estrutura do NaCl (sistema cúbico) Raio Cl - = 167 pm Raio Na + = 116 pm 1/8 Cl - em cada vértice + ½ Cl - em cada face 1/4 Na + em cada aresta + 1 Na + central

13 Na = 23 u Cl = 35,5 u Exemplo 1:

14 Entalpia de rede Energia requerida para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasoso (relaciona diretamente à estabilidade de um composto iônico).

15 Exemplo 1: Ciclo de Born-Haber Utilizando a ciclo de Born-Haber, determine o Hrede do NaCl(s) Hf NaCl(s) = kj/mol H sublimação Na(s) = 108 kj/mol H ionização Na(g) = I(Na) = 496 kj/mol H dissociação da ligação (Cl-Cl) = 240 kj/mol H eletroafinidade Cl = E(Cl) = kj/mol

16 Exemplo 2: Utilizando a ciclo de Born-Haber, determine o Hrede do KCl(s) Hf KCl(s) = kj/mol H sublimação K(s) = 89 kj/mol H ionização K(g) = I(K) = 425 kj/mol H dissociação da ligação (Cl-Cl) = 240 kj/mol H eletroafinidade Cl = E(Cl) = kj/mol

17 Exemplo 3: Utilizando a ciclo de Born-Haber, determine o Hrede do CaF2(s) Hf CaF2(s) = kj/mol H sublimação Ca(s) = 180 kj/mol H ionizações Ca(g) = I(Ca) = 1731 kj/mol H dissociação da ligação (F-F) = 139 kj/mol H eletroafinidade F = E(F) = kj/mol

18 1.2. Ligações covalentes Ligações múltiplas x comprimento da ligação

19 A molécula de hidrogênio H2

20 Polaridade da ligação e eletronegatividade Escala de eletronegatividade de Linus Pauling: F (o mais eletronegativo) = 4,0 Cs (o menos eletronegativo) = 0,7 *escala sem unidades ** desenvolvida a partir de parâmetros termodinâmicos

21 eletronegatividade

22 Exemplo 4. Para os elementos nitrogênio e flúor, desenhe a estrutura de Lewis e determine a fórmula do composto estável formado pela reação do nitrogênio com o flúor. Exemplo 5. Compare os símbolos de Lewis para o neônio com a estrutura de Lewis para o metano, CH 4. Qual a principal semelhança entre as distribuições dos elétrons ao redor do átomo de neônio e de carbono? Em que importante aspecto elas são diferentes? Exemplo 6. Desenhe a estrutura de Lewis para as seguintes espécies químicas: a) PCl 3 b) CH 2 Cl 2 c) HCN d) C 2 H 4 e) H 2 SO 4 f) H 2 CO 3 g) BrO 3- h) PO 4 3- i) ClO 2 -

23 Estrutura de Lewis e carga formal Critérios para escolha da estrutura mais estável 1) Cargas formais muito próximas de zero e 2) Qualquer carga negativa localizada no átomo mais eletronegativo.

24 Exemplo 7. Três estruturas possíveis do tiocianato, NCS - são: Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial? Exemplo 8. O íon cianato (NCO - ), como o íon tiocianato, tem três estruturas de Lewis possíveis. a) Desenhe essas estruturas teóricas. b) Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial?

25 Ligações químicas Ressonância Quando ocorre a mudança da posição dos elétrons ligantes sem mudar a posição dos átomos a estrutura será um híbrido de ressonância dessas estruturas.

26 Exemplos de ressonância Exemplo 10:

27 1.3. Ligações metálicas Propriedades físicas 1) Pontos de fusão e ebulição elevados (Na ) T fusão = 97,8 C (Mg ) T fusão = 650 C (Al ) T fusão = 660 C 2) São condutores de calor e energia elétrica 3) São dúcteis e maleáveis

28 LIGAS METÁLICAS metal wood T fusão = 70 C

29 Curiosidade! Diamante 1 quilate = 200mg ou 0,2g Ouro 1 quilate = 4,1666 % (m/m) em ouro Ouro 24 quilates: 100% Ouro 18 quilates: 75% Au + 25% Cu/Ag Ouro 12 quilates: 50% Au + 50% Cu/Ag

30 Modelo 1: mar de elétrons Íon metálico Elétrons de valência

31 Modelo 2: Orbital molecular para metais ou Teoria de banda Metal condutor: bandas de orbitais moleculares parcialmente preenchidas com elétrons *bandas de orbitais moleculares = bandas de energia

32 Ligação metálica Banda de condutividade Banda de valência Orbital molecular para metais ou Teoria de banda

33 Bom condutor de eletricidade Nos anéis hexagonais existem duplas ligações, ou ligações pi (π), conjugadas, que permitem a migração dos elétrons. hibridização sp 2 (plana) Mal condutor de eletricidade diamante não possui ligações duplas, e seus carbonos possuem hibridização sp 3 (tetraédrica)

34 Semicondutores Semicondutor T conduz corrente elétrica

Dopagem A condutividade elétrica de um isolante ou semicondutor pode ser modificada adicionando-se pequenas quantidades de outras substâncias a) Silício puro b) Dopagem do

35 Dopagem A condutividade elétrica de um isolante ou semicondutor pode ser modificada adicionando-se pequenas quantidades de outras substâncias a) Silício puro b) Dopagem do silício por adição de fósforo Semicondutor do tipo n. c) Dopagem do silício por adição de gálio Semicondutor do tipo p. Silício: família 4A Fósforo: família 5A Gálio: família 3A

36 Ligas metálicas

37 Ligas metálicas - Átomos do soluto podem ocupar posições dos átomos de solventes. - Raio atômico do soluto e solvente similares. - Átomos do soluto ocupam posições intersticial entre átomos de solvente. - Raio atômico do soluto muito menor que o solvente. - Geralmente o elemento intersticial é um não metal. - Rede metálica mais dura, mais forte e menos dúctil.

38 Ligas metálicas intersticial - aço

39 Compostos intermetálicos Ligas com propriedades e composição definidas

40 Exemplo 23:17 - O sódio é uma substância altamente maleável, enquanto o cloreto de sódio não é. Explique essa diferença nas propriedades. Exemplo 23:19 - A prata tem as mais altas condutividades elétricas e térmicas entre todos os metais. Como o modelo de mar de elétrons pode explicá-las? Exemplo 23:23 - De acordo com a teoria de banda, como os isolantes diferem dos condutores? Como os semicondutores se diferem dos condutores? Exemplo 23:24 Qual você espera ser melhor condutor de eletricidades, o germânio ou o germânio dopado com arsênio? Justifique sua resposta usando o modelo do orbital molecular (teoria de banda). Exemplo 23:28 Distinga entre ligas substitucional e intersticial. Quais as condições que favorecem a formação de ligas substitucionais. Brown, LeMay e Bursten: Química a ciência central 9º edição, pág. 880 e 881.

41 Ligações químicas fracas - Forças intermoleculares 2.1. Ligações de hidrogênio Hidrogênio ligado a F, O, N. F O N Cl Br I S C P H ELETRONEGATIVIDADE CRESCENTE

42 T = 25 C P = 1atm H 2 O (l) > H 2 O (vapor) aquecimento forças intermoleculares, maior será T⁰ fusão e T⁰ ebulição

2.1. Dipolo permanente dipolo permanente

44 2.2. Forças de Van de Waals Johannes D. Van der Waals ( ), físico holandês Dipolo permanente dipolo permanente Dipolo induzido dipolo induzido (Forças de London)

45 2.2. Forças de Van de Waals Dipolo permanente dipolo permanente Ocorre entre moléculas POLARES F O N Cl Br I S C P H ELETRONEGATIVIDADE CRESCENTE

2.2.2. Dipolo induzido dipolo induzido (Forças de London)

46 Dipolo induzido dipolo induzido (Forças de London) Ocorre entre moléculas APOLARES Modelo do gás H 2 T 0 Pressão

47 Exemplo 11: No gráfico abaixo fornece os pontos de ebulição dos hidretos da família 4A e 6A versus massa molecular. O ponto de ebulição da água aparece de forma anômala. Explique. Exemplo 12: Coloque as substâncias BaCl 2, H 2, CO, HF e Ne em ordem crescente de temperatura de ebulição.

48 Exemplo 13: Determinados insetos podem andar sobre a água. Explique. Exemplo 14: Quando gotejamos água sobre uma superfície de vidro, observamos o seguinte fenômeno ilustrado abaixo. Explique.

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