Sumário 1 Apresentação

Transcrição

1 Sumário 1 Apresentação QUÍMICA (MEEC) I. OBJECTIVO E PROGRAMA Compreensão das propriedades dos materiais com base nas características da ligação química dos seus elementos constituintes. ELECTRÕES E NÚCLEOS ÁTOMOS MOLÉCULAS UNIDADES ESTRUTURAIS PROPRIEDADES QUÍMICAS PROPRIEDADES ELÉCTRICAS II. BIBLIOGRAFIA TEORIA - Apontamentos de Química Geral Vol I e II, IST (017) PRÁTICAS Exercícios de Química Geral, IST (017) LABORATÓRIOS Guia de Laboratórios de Química Geral, IST (016)

2 Sumário - Electrões Dualismo Onda-Corpúsculo Fenómenos Ondulatórios (Revisão) Ondas Progressivas: Difracção, Interferência Ondas Estacionárias: Quantização Equação de Onda (1 dimensão) Carácter Corpuscular dos Fenómenos Ondulatórios (Revisão) Efeito Fotoeléctrico Equação de Planck Relação Massa Equivalente-Comprimento de onda do Fotão Carácter Ondulatório dos Fenómenos Corpusculares Difracção de electrões Hipótese de De Bröglie Equação da Particula-Onda (eq. de Schrödinger a 1 dimensão) Electrão na Caixa Unidimensional de Energia Potencial Funções de Onda Energias Número Quântico Teoria: Capítulo 1 Problemas

3 Objectivos: 1. Conceber o electrão como Onda de Matéria Electrões sofrem difracção/interferência G. P. Thomson, 197 Electrões são também ondas! Ondas confinadas no espaço são quantizadas Electrões têm energias quantizadas no átomo.. Desmitificar a Equação de Schrödinger h x y z E x y z x y z x y z p E ( + + ) (,, ) (,, ) (,, ) (,, ) 8π m x y z ψ + ψ = ψ 3. Obter as orbitais electrónicas de um átomo unidimensional

4 Fenómenos Corpusculares e Ondulatórios Fenómenos Corpusculares Caracterizados por: massa m; momento linear, p = mv = m dx dt. A posição x(t) e a velocidade v(t), são calculáveis, caracterizando completamente a trajectória da partícula desde que se conheça o conjunto de forças que a actuam. r r dp F = = m dt d x dt Fenómenos Ondulatórios Descrevem deformações ou perturbações de um dado meio, material ou não (radiação electromagnética). Matematicamente, são expressos por combinações de funções periódicas do tempo e do espaço.

5 Fenómenos Ondulatórios (Revisão) 1. Onda progressiva a 1 dimensão (x) A - amplitude de onda P - período = 1/ν λ - Comprimento de onda ν - frequência = v/λ ψ ( x, t) = Asenπ ( x± v t) λ

6 Difração e Interferência Difração Interferência Difração e Interferência são características dos fenómenos ondulatórios

7 . Onda estacionária a 1 dimensão Confinamento espacial ψ ( x, t) = Asenπ ( x vt) + Asenπ ( x+ v t) λ λ π π ψ ( x, t) = Asen x cos( v t) = f ( x) g( t) λ λ f ( x) - função de onda independente do tempo 3. Equação de onda independente do tempo ψ ( x, t) 4π = ( x, t) ψ x λ d ψ ( x) 4π = ( x) ψ dx λ

8 4. Radiação Eletromagnética. Efeito Fotoelétrico E c 1 = mv = Et W Ondas electromagnéticas são também partículas (fotões) E = hν (Planck-Einstein) E = mc (Einstein) λ = h (fotões) mc 5. Difração de eletrões Partículas são também ondas De Broglie λ = h mv (partículas)

9 6. Equação de Schrödinger (1 dimensão) Equação de onda: d ψ ( x) dx = - 4π ψ ( x) λ λ = h mv Deduza a Equação de Schrödinger a 1 dimensão: ψ - h d ( x) + E ( ) ( ) = ( ) 8 p x ψ x Eψ x π m dx h x y z E x y z x y z E x y z p ( + + ) (,, ) (,, ) (,, ) (,, ) 8π m x y z ψ + ψ = ψ

10 PARTÍCULA NA CAIXA DE ENERGIA POTENCIAL h 8π m d ψ ( x) dx QUANTIZAÇÃO + E ψ ( x) = A sen π x λ p ( x) ψ ( x) = E ψ ( x) E p (x) 0 L x 1. Condições Fronteira: para x = 0 e x=l, E p ( x) = ψ(0) = ψ(l) = 0 ψ(l) = 0 πl/λ = nπ para x ] 0, L[, E p ( x) = 0 λ = L n (n = 1,,., ) ψ ( x) = Asennπ x L

11 . Funções de Onda ψ n = 1,,., ( x) = Asennπ x L 3. Significado da Função de Onda ψ ( x) representa a DENSIDADE DE PROBABILIDADE de localização do electrão em x, P i (x) 4. Energias Conclusão: E n = n h 8mL n = 1,,., As Funções de Onda e as Energias do electrão dependem de um NÚMERO QUÂNTICO n (quantização).

12 Sumário 3 - Átomos 1 Modelo Quântico do Átomo - Átomo de Hidrogénio Números Quânticos: n, l, m l, m s Energias das Orbitais Funções de Onda (Orbitais): Representação das Funções de Onda. Funções de Distribuição Radial. Funções de Densidade de Probabilidade. Contornos de Isoprobabilidade. Átomos Polielectrónicos; Configuração Electrónica Aproximação do Campo Central Regras de Preenchimento das Orbitais Princípio da Energia Mínima Princípio de Exclusão de Pauli Regra de Hund Regra de Wiswesser Configuração Electrónica e Tabela Periódica Teoria: Capítulo Problemas:.1 -.8

13 Dualismo onda-corpúsculo (Resumo) 1. Partículas são também ondas (sofrem difracção) Difracção de electrões. Ondas electromagnéticas são também partículas (fotões) E = hν (Planck-Einstein) E = mc (Einstein) h λ= mc (fotões) 3. De Broglie 4. Schrödinger Equação geral das ondas h λ= mv (partículas) d ψ(x) dx = -4π ψ(x) λ Equação de Schrödinger (1 dimensão) dψ(x) + p - h E (x) ψ(x) = Eψ(x) 8π m dx

14 Partícula na caixa de energia potencial (Resumo) CONFINAMENTO, QUANTIZAÇÃO h d ψ ( x) + E 8π m dx πx ψ ( x) = A sen λ Condições da Caixa p ( x) ψ ( x) = E ψ ( x) E ( ) 0 p x = h d ψ ( x) = E ψ ( x) 8π m dx E p ( L ) = ψ(l) = 0 πl/λ = nπ λ = L n (n = 1,,., ) Funções de Onda ( x) = Asennπ x L ψ n = 1,,., Energias E n = n h 8mL n = 1,,., ψ ( x) representa a DENSIDADE DE PROBABILIDADE de localização do electrão em x, P i (x)

15 Interferência de ondas com comprimentos de onda ligeiramente diferentes Interferência construtiva numa pequena região do espaço e destrutiva no restante. x. p x h/4π Desigualdade de Heisenberg

16 Eletrão na caixa de potencial bidimensional Dois números quânticos n x e n y n x =1 n y =1 n x = n y =1 n x =1 n y = n x = n y = Eletrão na caixa de potencial tridimensional Três números quânticos n x, n y e n z

17 Átomo de Hidrogénio: 3 dimensões x, y, z h ( + + ) ( x, y, z) E ( x, y, z) ( x, y, z) E ( x, y, z) 8π m x y z ψ + p ψ = ψ E p ( x, y, z) 0 Coordenadas esféricas: r, ϕ (phi), θ (teta) E p depende apenas de r no átomo de hidrogénio

18 Funções de Onda do átomo de H ψ ( x, y, z) = ψ ( r, θ, ϕ ) = R( r) Θ ( θ, ϕ ) n, l, m l, m s n = 1,, 3, l = 0, 1,,, n-1 m l = -l,, l m s = -1/, 1/ Números quânticos Funções próprias (orbitais) n l m l 3/ 1 Z Ψ 100 = exp ( Zr / a0 ) π a Ψ 00 = 4 3/ Z a0 a 0 1 π Zr ( Zr a0 ) ex p / 1 4 π Z Zr Ψ = ( Zr a0 ) a 3/ 0 a 0 exp / cosθ 1 ± 1 1 Ψ 1± 1 = 8 π 3/ Z Zr a0 a0 ( 0 ) exp Zr / a sen θ exp( ± i ϕ )

19 Funções de Distribuição Radial, R(r) Orbitais s Função de onda Radial, R(r) 1s s 3s R(r) r/a R(r) r/a R(r) r/a Densidade de Probabilidade, 4πr R(r) Probabilidade de encontrar o electrão em função da distância ao núcleo rr r/a rr r/a rr(r) r/a Contorno de Isoprobabilidade (esféra)

20 Orbitais p p Função de onda radial R(r) 3p R(r) r/a R(r) r/a Probabilidade de encontrar o electrão do átomo de Hidrogénio em função da distância ao núcleo r R(r) rr r/a rr(r) r/a Contorno de isoprobalidade

21 Orbitais d d xy d yz d zy d z d x -y Probabilidade radial, r R(r), das orbitais 3s, 3p e 3d

22 Energia das orbitais do átomo de H E = - µ e Z (n = 1,, 3,...) n 4 n 8 ε h 0 1. Depende apenas do número quântico principal!!!. É negativa. Faz sentido??? 3. Aumenta com o inverso de n (espaçamento entre níveis consecutivos diminui com n).

23 Átomos Polielectrónicos F,1 F 1, r 1, F r 1 F 1 r Forças em jogo num átomo com electrões APROXIMAÇÃO DO CAMPO CENTRAL Número Atómico Efectivo Z ef É igual ao número atómico real Z subtraído de um número S de protões do núcleo cujo efeito atractivo é cancelado pela repulsão dos restantes electrões. Z ef = Z - S Eletrão Núcleo de carga Z-S

24 E = - µ e Z ef (n = 1,, 3,...) n 4 n 8 ε h 0 E n é proporcional a Z ef /n Cálculo de S REGRAS DE SLATER 1- Ordenar as orbitais atómicas em grupos de Slater: (1s) (s, p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (5s, 5p) (5d) (5f), etc. - S é igual á soma das seguintes contribuições:.1 - Electrões em grupos exteriores àquele para que estamos a calcular a blindagem não contribuem para a blindagem.. - Electrões pertencentes ao grupo daquele que estamos a considerar contribuem com 0,35. Excepção: se o electrão pertencer ao grupo 1s então a contribuição é 0, Se o electrão em causa for um electrão s ou p então os electrões com número quântico principal uma unidade inferior contribuem com 0,85 e os restantes interiores com 1, Se o electrão em causa for um electrão d ou f, então os electrões de todos os grupos interiores contribuem com 1,00.

25 Preenchimento de Orbitais 1. Princípio da Energia Mínima. Princípio de Exclusão de Pauli 3. Regra de Hund 4. Regra de Wiswesser (regra do n+l) n s 7p 7d 7f 7g 7h 7i l 6 6s 6p 6d 6f 6g 6h 5 5s 5p 5d 5f 5g s 3s s 1s 4p 3p p 4d 4f n+l =7 n+l =6 3d n+l =5 n+l =4 n+l =3 n+l = n+l =1 1s s p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

26 Energia das Orbitais Atómicas em Função do Número Atómico, Z E Z No eixo das ordenadas está representada a raiz quadrada do simétrico da energia da orbital em Rydbergs (1 Rydberg = 13,6 ev).

27 Energia das Orbitais Atómicas 4s vs. 3d em função do Número Atómico Z

28 TABELA PERIÓDICA E CONFIGURAÇÃO ELECTRÓNICA 4f 5f Número Atómico Peso Atómico Ponto de Ebulição/K Estados de Oxidação Ponto de Fusão/K Zn Símbolo Massa Volúmica a 300 K (g/cm 3 ) 7.14 [Ar]3d 10 4s Zinc Configuração Electrónica Nome

29 Sumário 4 Átomos Propriedades Periódicas dos Átomos - Energia de Ionização - Factores Condicionantes da Energia de Ionização - Número Atómico Efectivo, Z ef ; Regras de Slater - Número Quântico Principal - Número Quântico Azimutal (Tipo de Orbital) - Grau de Preenchimento -Variação na Tabela Periódica - Electroafinidade - Factores Condicionantes e Variação na Tabela Periódica - Electronegatividade - Propriedades Periódicas e Tipos de Ligação Química Teoria: Capítulo 3 Problemas:

30 ENERGIA DE IONIZAÇÃO E + X( g) i X ( g) + 1e A energia de ionização é igual ao simétrico da energia da orbital de maior energia preenchida. Como 4 n ε 0 ef E = - µ e Z 8 h n E i é proporcional a Z ef /n

31 Energia de ionização, E i, depende de: Z ef n Tipo de orbital (l) Grau de ocupação da orbital Problema 1. Como varia Z ef =Z-S (Slater) da orbital de maior energia a) no 3º Período da Tabela Periódica ( 11 Na, 1 Mg,., 17 Cl, 18 Ar)? b) no 1º Grupo ( 1 H, 3 Li, 11 Na, 19 K, 37 Rb, 55 Cs)? c) no bloco d do 4º Grupo ( 1 Sc, Ti,., 30 Zn)? Reminder: S é igual á soma das seguintes contribuições:.1 - Electrões em grupos exteriores àquele para que estamos a calcular a blindagem não contribuem para a blindagem.. - Electrões pertencentes ao grupo daquele que estamos a considerar contribuem com 0,35. Excepção: se o electrão pertencer ao grupo 1s então a contribuição é 0, Se o electrão em causa for um electrão s ou p então os electrões com número quântico principal uma unidade inferior contribuem com 0,85 e os restantes interiores com 1, Se o electrão em causa for um electrão d ou f, então os electrões de todos os grupos interiores contribuem com 1,00.

32 Números Atómicos Efectivos, Z ef, dos electrões ns ou np dos elementos representativos calculados pelas regras de Slater. 1 H He Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne Na 1 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar K 0 Ca 31 Ga 3 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr Rb 38 Sr Bloco 49 In 50 Sn 51 Sb 5 Te 53 I 54 Xe.0.85 d Cs 56 Ba 81 Tl 8 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn Fr 88 Ra.0.85 Z ef aumenta de 0.65 ao longo do período Z ef aumenta até ao 3º período, sendo depois constante ao longo do grupo

33 Números Atómicos Efectivos, Z ef, dos electrões ns dos elementos de transição d calculados pelas regras de Slater. 1 Sc Ti 3 V 4 Cr 5 Mn 6 Fe 7 Co 8 Ni 9 Cu 30 Zn Y 40 Zr 41 Nb 4 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd La 7 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg Z ef aumenta de 0.15 ao longo do período He Ne Ar Kr Xe Rn Li Na K Rb Cs

34 Efeitos do tipo de orbital (l) e do grau de preenchimento - Tipo de orbital (grau de penetrabilidade) s > p > d > f Ei (B) < Ei(Be) Ei(Al) < Ei(Mg) - Grau de preenchimento Ei (O) < Ei(N) Ei(S) < Ei(P)

35 ELECTROAFINIDADE X + e X + E 1 a A electroafinidade, Ea, de um átomo é igual à energia de primeira ionização do respectivo anião. Depende dos mesmos factores (Zef, n, l e grau de ocupação) mas referidos ao anião. F Cl Br I At - Halogéneos têm os valores mais altos de Ea - Gases raros têm os valores mais baixos de Ea - Efeitos do tipo de orbital e grau de ocupação deslocados

36 ELECTRONEGATIVIDADE Mulliken χ A E ( A) + E ( A) i a Electronegatividade Z Ei, kjmol -1 Ea, kjmol -1 Pauling (193) - Fixa χ(f) = 4 e determina χ para os outros elementos com base nas energias de ligação (diatómicas heteronucleares).

37 ELECTRONEGATIVIDADE E TABELA PERIÓDICA ELECTRONEGATIVIDADE E LIGAÇÃO QUÍMICA Alta Electronegatividade Baixa Electronegatividade Baixa Electronegatividade Ligação iónica Ligação Metálica Alta Electronegatividade Ligação covalente Ligação iónica

38 Sumário 5 Moléculas Diatómicas 1 1. Moléculas Diatómicas Homonucleares do 1º Período da Tabela Periódica (H +, H, He + e He ) Teoria das Orbitais Moleculares TOM-CLOA (Combinação Linear de Orbitais Atómicas) Diagramas de Energias de Orbitais Moleculares Orbitais Moleculares σ (sigma) Ligantes e Antiligantes, Configuração Electrónica das Moléculas, Paramagnetismo e Diamagnetismo, Ordem de ligação. Energia de Ligação Influência da Ordem de Ligação. Moléculas Diatómicas Homonucleares do º Período da Tabela Periódica (Li, Be, B, C, N, O, F e Ne ) Diagramas de Energias de Orbitais Moleculares Orbitais Moleculares π (pi) Ligantes e Antiligantes, Configuração Electrónica das Moléculas, Paramagnetismo e Diamagnetismo, Ordem de ligação e Multiplicidade da ligação. Energia de Ligação Influência da Ordem de Ligação, da Electronegatividade e da Repulsão Electrónica Inexistência das Moléculas de Si, P, e S Teoria: Capítulo 4, pags Problemas: 4.1 e 4.

39 LIGAÇÃO QUÍMICA Energia potencial de dois átomos em função da distância internuclear E lig - Energia de ligação r 0 - Distância internuclear de equilíbrio

40 MOLÉCULA DE HIDROGÉNIO r 1, r A,1 r B, r A, r B,1 r A,B A B h ( + + ) + ( + + ) ψ ( x, y, z) + 8π m x y z x y z E p ( x, y, z ) ψ ( x, y, z ) = Eψ ( x, y, z ) Ep( x, y, z) = e e e e e e r r r r + r + r A, B, A,1 B,1 A, B 1,

41 TOM-CLOA TEORIA DAS ORBITAIS MOLECULARES COMBINAÇÃO LINEAR DE ORBITAIS ATÓMICAS 1 ( ) ψ = ϕ + ϕ ( ) ψ = ϕ ϕ 1 Funções de onda 1s, (a) em fase e (b) oposição de fase;

42 Contornos D de igual probabilidade das orbitais ψ 1 e ψ. A cor representa o sinal da função de onda a) Energia das orbitais ψ 1 e ψ, à distância internuclear de equilíbrio, r o. b) Energia das orbitais Ψ 1 e Ψ em função da distância internuclear. E = α + β ψ = ϕ + ϕ 1 1 ( ) ( ) ψ ϕ ϕ = 1 β < 0 E = α β

43 Diagrama qualitativo de orbitais moleculares da molécula de H notar que β < β Iões moleculares do 1º Período da T. P. Molécula (ião) H + Ordem de Ligação Energia de Ligação (kj/mol) Distância internuclear (pm) 1/ H H - He + 1/ / He 0 (1 ev/átomo = 96.4 kj/mol)

44 MOLÉCULAS DIATÓMICAS DO º PERÍODO 1 Consideram-se apenas as orbitais de valência A sobreposição espacial das orbitais de valência com orbitais de níveis internos é desprezável! - Critério da Coalescência A interferência de orbitais é tanto maior quanto maior for a sua sobreposição espacial. 3 - Critério da Semelhança de Energias A interferência de orbitais é tanto maior quanto menor for a diferença das suas energias.

45 1. Critério da Coalescência Coalescências não-nulas de orbitais atómicas Interferência construtiva (mesmo sinal da função de onda) Interferência destrutiva (sinal contrário da função de onda) Coalescências nulas de orbitais atómicas A interferência é nula: construtiva na zona onde as funções de onda têm sinais iguais, e igualmente destrutiva da zona onde têm sinais contrários.

46 Orbitais σ (sigma) e π (pi) Orbitais σ - eixo internuclear de simetria cilíndrica, C * * σ s σ s σ p x p x * Contorno de isoprobabilidade das orbitais σ s σ, σ s, σ p s x e σ σ * p x Orbitais π - eixo internuclear C ; anti-simétricas relativamente a um dos planos contendo o eixo internuclear π z π z * π y π y * Orbitais π z e π y : o eixo dos xx (internuclear) é um eixo binário e os planos xy ou xz são planos de anti-simetria das orbitais π z e π y, respectivamente. Conclusão: Para uma molécula diatómica homonuclear do º Período as combinações não-nulas são: s- s s- px py-py pz-pz

47 . Critério da semelhança de energias A interferência de orbitais diminui com o aumento da diferença de energia entre elas. Se admitirmos E(s) muito diferente de E(px), as interferências são apenas as s-s, py-py e pz-pz. Diagrama de orbitais moleculares Molécula diatómica homonuclear admitindo a simplificação máxima no método CLOA da TOM.

48 APLICAÇÃO ÀS MOLÉCULAS DE C, N, O, F Molécula de C Diagrama de orbitais moleculares simplificado da molécula de C. * 1 1 * 0 * 0 * 0 s s p ( p p )( p p ) p KKσ σ σ π π π π σ x y z y z x OL = (6-)/ = (ligação dupla) Spin total diferente de zero: molécula paramagnética Experimentalmente, verifica-se que a molécula de C é diamagnética.

49 Diagrama de orbitais moleculares da molécula de C tendo em conta a "mistura s-p". Os símbolos das orbitais moleculares têm como índice um número de ordem (crescente com a energia). * 0 * 0 * 0 * ( ) ( ) py pz py py 4 KKσ σ π π σ π π σ

50 Molécula de N : 10 electrões de valência para distribuir. Diagrama de orbitais moleculares da molécula de N - Configuração electrónica : * * 0 * 0 * 0 s s p p ( p p )( p p ) p KKσ σ σ σ π π π π σ x x y z y z x - Ordem de ligação : OL = (8-)/ = 3 (ligação tripla) - Spin total da molécula é igual a zero: molécula diamagnética - A energia de ionização da molécula é maior do que a do átomo isolado

51 Molécula de O : 1 electrões de valência para distribuir - Configuração electrónica : * * 1 * 1 * 0 s s p ( p p )( p p ) p KKσ σ σ π π π π σ x y z y z x - Ordem de ligação é OL = (8-4)/ = : ligação dupla - Molécula paramagnética - E i (O ) < E i (O)

52 Molécula de F : 14 electrões de valência - Ordem de Ligação = (8-6)/=1 (ligação simples) - Molécula é diamagnética Energia de ionização, Propriedades Magnéticas, Distância Internuclear e Energia de Ligação de Moléculas Diatómicas Molécula E i (X ) E i (X) Prop. Ordem Distância (X ) kj mol -1 kj mol -1 Magnéticas Ligação Ligação kj mol -1 F Diamag O Paramag N Diamag C Diamag E lig

53 ENERGIA DE LIGAÇÃO HOMONUCLEAR 1. Efeito da electronegatividade: maior atracção do par partilhado, menor energia, maior energia de ligação. Energia da ligação σ das moléculas homonucleares dos elementos do bloco p (kj/mol) 13º Grupo 14º Grupo 15º Grupo 16º Grupo 17º Grupo º Período B-B 85 C-C 348 N-N 167 O-O 14 F-F 155 3º Período Al-Al - Si-Si P-P 00 S-S 6 Cl-Cl 40 4º Período Ga-Ga 115 Ge-Ge 188 As-As 146 Se-Se 17 Br-Br 190 5º Período In-In 100 Sn-Sn 146 Sb-Sb 11 Te-Te 16 I-I 150 Repulsão σ favorece ligações π. Efeito da ordem de ligação: maior ordem de ligação, maior energia de ligação Energias de ligação σ e π homonucleares de elementos do º e 3º Período da TP (kj/mol) 14º Grupo 15º Grupo º Período C-C C=C C C N-N N=N N N 3º Período 348 Si-Si 614 Si=Si Si Si P-P P=P P P 490 No 3º período e seguintes, as ligações π são mais fracas do que as σ

54 Sumário 6 Moléculas Diatómicas Moléculas Diatómicas Heteronucleares - Moléculas Diatómicas Heteronucleares (HF e LiH) - Diagramas de Energias de Orbitais Moleculares - Orbitais Moleculares Não-Ligantes - Momento Dipolar - Percentagem de Carácter Iónico da Ligação. Relação com a Diferença de Electronegatividades - O limite da Ligação Iónica (HLi) - Energia de Ligação - Influência da Percentagem de Carácter Iónico - Nova definição de Eletronegatividade (Pauling)

55 LIGAÇÃO HETERONUCLEAR ψ = aϕ + b ϕ 1 A B ψ = bϕ a ϕ A B a > b A orbital ligante tem ψ 1 maior contribuição de ϕ A Molécula de HF

56 Densidade eletrónica da molécula de HF (HyperChem 5.0) Momento dipolar

57 Molécula de Hidreto de Lítio, LiH Densidade eletrónica da molécula delih (HyperChem 5.0)

58 Hidreto de Sódio, NaH Ião Cianeto CN - Óxido de Azoto, NO

59 CARÁCTER IÓNICO DA LIGAÇÃO Fracção de carácter iónico r % de carácter iónico (%ci) r = μ/μ i %ci = r 100 % -Hannay & Smith (ajuste de valores experimentais de %ci vs. χa com polinómio do º grau) % ci = 16 χ χ χ χ A B A B χ B - L. Pauling (ajuste com função exponencial) % ci = e ( χ ) A χ B Diferença de electronegatividades, momento dipolar e fracção de carácter iónico dos halogenetos de hidrogénio. HF HCl HBr HI χ μ / D %ci

60 Influência da diferença de electronegatividades na energia de ligação de moléculas diatómicas heteronucleares Ligação Energia Ligação Energia kj/mol kj/mol C-C 345 Si-Si F-F 155 Cl-Cl 40 C-F 485 Si-F 565 C-Cl 37 Si-Cl 381 C-Br 85 Si-Br 310 C-I 13 Si-I 34 A energia de ligação heteronuclear A-B é maior do que a média das energias de ligação homonucleares A-A e B-B Nova definição de electronegatividade (L. Pauling) χ A χ B E A B E A A EB B