Ligações Químicas. Ligações iônicas Polarização e sólidos iônicos Ligação covalente Estrutura de Lewis Carga formal

Tamanho: px

Começar a partir da página:

Download "Ligações Químicas. Ligações iônicas Polarização e sólidos iônicos Ligação covalente Estrutura de Lewis Carga formal"

Otávio Valente Espírito Santo
5 Há anos
Visualizações:

1 Ligações Químicas Ligações iônicas Polarização e sólidos iônicos Ligação covalente Estrutura de Lewis Carga formal

2 Estrutura molecular As propriedades físicas dos elementos (como o raio, a energia de ionização e a forma da distribuição) são dados de forma periódica em função dos seus números atômicos.

3 Estrutura molecular O fato de termos energias de ionização diferentes e de comportamentos periódicos para os diversos elementos sugere que a facilidade de mover os elétrons de valência seja essencial para as reações químicas e para as ligações nas moléculas produzidas.

4 Estrutura Molecular Como a mobilidade eletrônica pesa sobre os elétrons de valência, as propriedades químicas depende mais das camadas afastadas do que das internas. Assim as ligações químicas depende da interação dos elétrons de valência com os núcleos atômicos da molécula.

5 Forma iônica Partindo sempre do mínimo de energia que os átomos dos elementos possam estar como condição de ser estável, vemos que para muitos elementos a forma iônica é menos energética que a forma neutra.

6 Afinidade eletrônica Devido a distribuição eletrônica, encontra-se para a maioria dos elementos o ânion como sua configuração mais estável. Chamamos de afinidade eletrônica a energia necessária para tirar o elétron de valência do ânion do elemento químico em questão. Assim, a afinidade eletrônica é a diferença de energia entre o átomo neutro e seu respectivo ânion, ou seja, Eea = E(E) - E(E-). E(g) + e-(g) E-(g)

7 Afinidade eletrônica Exemplos de afinidade. Observe que a diferença entre o cloro e o sódio é uma das maiores.

8 Ligações iônicas Um átomo de sódio Na (Z=11) pode interagir com o cloro Cl (Z=17) para formar um íon de sódio Na+ e um íon de cloro Cl-

9 Ligações iônicas Quando os dois íons se encontram há uma interação eletrostática entre eles e a formação da molécula de NaCl V=V 1 +V 2 e V 1= r 2 V 2 =be r/ a

10 Ligações Iônicas Ciclo de Born-Haber

11 Ligações iônicas Na reação do gás de cloro e o sódio sólido para formar o cloreto de sódio, houve um processo de troca de elétrons conhecido como redox. Nesse processo o sódio sofreu uma oxidação perdendo elétron e o cloro sofreu uma redução ganhando um elétron.

12 Número de oxidação O número de oxidação de um elemento na ligação iônica corresponde a sua carga. No caso do cloreto de sódio o sódio tem nox=+1 e o cloro tem nox=-1.

oposta sem o recurso da equação de Schrodinger.

13 Ligações iônica Dessa forma, chamamos de ligação iônica aquela que pode ser tratada como a interação de duas cargas oposta sem o recurso da equação de Schrodinger. Se há um grande número de moléculas NaCl, esses arranjam-se para formar o sal.

14 Modelos de sólidos cristalinos NaCl (CFC) CsCl wurtzita (ZnS) (CS) esfarelita (ZnS) arseneto de níquel perovskita fluorita (CaF2) rutilo espinélio, AB2O4

15 Propriedades dos cristais iônico Os íons empilham-se e, estruturas cristalinas regulares. Os sólidos iônicos têm, tipicamente, altos pontos de fusão e de ebulição e são quebradiços.

16 Configuração eletrônica dos íons A configuração eletrônica para um cátion se dá por remover os elétrons mais externos pela ordem: np, ns e (n-1)d A configuração eletrônica para um ânion se dá por adicionar elétrons até atingir a configuração de gás nobre mais próximo.

Símbolo de Lewis Elétrons de valência são aqueles que ocupam a camada mais externa e são os elétrons responsáveis pelas interações e ligações químicas.

17 Símbolo de Lewis Elétrons de valência são aqueles que ocupam a camada mais externa e são os elétrons responsáveis pelas interações e ligações químicas. Usando os símbolos de Lewis, o ponto representa um elétron de valência e o traço dois elétrons emparelhados. Assim, a representação do elemento consiste do símbolo químico mais um ponto para cada elétron e um traço para elétrons emparelhados de valência

ganham elétrons tornando-se íon até formarem 8 elétron

18 Regra do octeto na ligação iônica Na formação das moléculas por ligações iônicas, átomos perdem ou ganham elétrons tornando-se íon até formarem 8 elétron de valência. Como exemplo vamos fazer o cloreto de cálcio CaCl2

19 Estequiometrias Comuns dos Compostos Iônicos X- X2- X3- M+ MX M2X M3X M2+ MX2 MX M3X2 M3+ MX3 M2X3 MX

20 Estruturas de Lewis dos Compostos Iônicos NaCl K2O Na3N CaF2 MgO Ca3P2 FeBr3 Al2O3 AlN

21 Ligações covalentes Nas estruturas de Lewis, a ligação covalente resulta do compartilhamento de um par de elétrons entre dois átomos. É permitido um número de compartilhamento até que seja satisfeita a regra do octeto para cada elemento da ligação.

Ligações Covalentes Estruturas de Lewis: uma revisão A regra do octeto: Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de moléculas propondo a regra do octeto: cada átomo

22 Ligações Covalentes Estruturas de Lewis: uma revisão A regra do octeto: Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de moléculas propondo a regra do octeto: cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para atingir um total de oito elétrons de valência. H H C O N N O A representação dos elétrons Compartilhados se dá por uma linha O O O S O H O H N H O S O O 3- O O N - O 2-2- O O P O O S O O Cl O O O O -

23 Ligações Covalentes (A) Ressonância Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis. Híbrido de ressonância: é a mistura de duas ou mais estruturas de Lewis. A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da molécula e modela o caráter de ligação, distribuindo-a sobre toda a molécula. As estruturas de Lewis com energias similares fornecem uma maior estabilização por ressonância.

24 Ligações Covalentes (B) 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 ½P onde: V = no. de elétrons de valência do átomo livre; L = no. de elétrons presentes nos pares isolados; P = no. 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.

25 Ligações Covalentes

26 Ligações Covalentes

27 Ligações Covalentes (C) Número de oxidação A carga formal é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter covalente de uma ligação. O número de oxidação é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter iônico de uma ligação. Ele pode ser considerado como a carga que um átomo teria se o átomo mais eletronegativo em uma ligação ficasse com os dois elétrons da ligação. Embora a carga formal de C em CO2 seja zero, seu número de oxidação é +4, porque todos os elétrons das ligações são atribuídos aos átomos de oxigênio.

28 Ligações Covalentes (D) Radicais As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são chamados de radicais. Eles são, em geral, muito reativos. CH3

29 Ligações Covalentes (E) Hipervalência Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de elétrons ao redor de um átomo, são denominados hipervalentes. PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)

30 Propriedades do materiais covalentes A ligação covalente implica em intensas forças de atração entre os átomos e alto ponto de fusão. Um exemplo é o diamante cuja temperatura é maior que 3000K.

31 Iônica X Covalente As ligações iônicas e covalentes são dois modelos extremos de ligações química. A ligação iônica descreve bem as ligações dos não metais com os metais e as ligações covalentes descreve as ligações entre nãometais.

32 Ligação metálica Um terceiro tipo de ligação inter atômica é a ligação metálica. Porém um modelo para esse tipo de ligação não é tão fácil de ser construído quanto da ligação iônica e covalente.

33 Ligação metálica Nos elementos em que os elétrons de valência podem ser removidos com facilidade e os demais ficam presos ao núcleo, os elétrons livres formam uma gás eletrônico que está junto aos cátions formado por esses núcleos blindados posicionados no espaço.

34 Ligação metálica Os íons positivos e a núvem eletrônica negativa originam forças de atração que ligam os átomos do metal entre si.

35 Propriedades do metal Podemos listar como propriedade do metal: Condutividade elevada Condutividade térmica alta Refletem energia luminosa

Documentos relacionados

Estrutura da Matéria Prof.ª Fanny Nascimento Costa

Estrutura da Matéria Prof.ª Fanny Nascimento Costa (fanny.costa@ufabc.edu.br) Aula 09 Ligações químicas Representação de Lewis Regra do Octeto Impactos das propriedades periódicas sobre os materiais Ligações