Ligações Químicas. Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI.

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1 Ligações Químicas Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI

2 LIGAÇÕES QUÍMICAS A partir do desenvolvimento da mecânica quântica e da resolução da equação de Schrödinger, compreendeu-se a relação entre as propriedades químicas dos elementos e a sua estrutura eletrônica. Com as evidências experimentais de que os elétrons se comportam como onda e também, como partícula, além do fato de que a energia é quantizada, tornou-se possível explorar o mundo microscópico em sua intimidade, descobrindo-se a causa das propriedades muitas vezes observada no nosso mundo macroscópico.

3 LIGAÇÕES QUÍMICAS Modelo quântico de um átomo de sódio. O sódio tem 11 elétrons distribuídos nos seguintes níveis de energia: um orbital s - dois elétrons um orbital s - dois elétrons e três orbitais p (dois elétrons cada) um orbital s - um elétron Como funcionam os átomos, por Craig C. Freudenrich, Ph.D. - traduzido por HowStuffWorks Brasil

4 LIGAÇÕES QUÍMICAS Atualmente, o modelo quântico é a visão mais realista da estrutura geral do átomo. Ele explica muito do que conhecemos sobre a química e a física.

5 LIGAÇÕES QUÍMICAS Através da estrutura eletrônica de camadas dos átomos explicam-se as propriedades periódicas. A energia e a forma dos orbitais explicam, em última análise, a reação química, a reatividade química e a forma como novas substâncias são formadas. Na química moderna, fazemos sempre a relação entre as propriedades químicas de uma certa substância com a estrutura geométrica e eletrônica de suas moléculas.

6 LIGAÇÕES QUÍMICAS Forma-se entre dois átomos, quando o arranjo resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons apresenta uma energia mais baixa do que a energia total dos átomos separados. OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE.

7 Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm

8 LIGAÇÕES QUÍMICAS É a interação de dois átomos (ou grupos de átomos), está intimamente ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica, ou melhor, dos elétrons dos átomos dentro de uma nova molécula. O potencial de ionização (ou Energia de Ionização) e a afinidade eletrônica são duas propriedades periódicas que podem nos auxiliar a compreendermos a natureza da ligação química Cadernos Temáticos de Química Nova. Ligações químicas N 4 Maio 2001

9 LIGAÇÕES QUÍMICAS Potencial de ionização é a energia requerida para retirar um elétron do átomo (PI) Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (AE) Cadernos Temáticos de Química Nova. Ligações químicas N 4 Maio 2001

10 LIGAÇÕES QUÍMICAS G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de empregado na distribuição de elétrons ao redor dos átomos e moléculas.

11 LIGAÇÕES QUÍMICAS Distribuição dos elétrons de valência ao redor dos átomos Valência: É a capacidade de combinação dos átomos. Geralmente os elétrons da camada mais externa são os responsáveis pela formação da ligação ou pela combinação com outros átomos.

12 LIGAÇÕES QUÍMICAS Símbolos de Lewis Consistem do símbolo do elemento químico mais um ponto ( ) para cada elétron de valência. Ex: Enxofre (S) Z = 16 Distribuição: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 6 elétrons na camada de valência

13 LIGAÇÕES QUÍMICAS Langmuir: Provou experimentalmente que os gases nobres são elementos que possuem pequena reatividade química. São elementos que apresentam uma baixa afinidade eletrônica e uma elevada energia de ionização. São átomos considerados estáveis e que apresentam a sua camada de valência completa com oito elétrons. Regra do Octeto: Os átomos buscam a estabilidade com oito elétrons na camada de valência.

14 TIPOS DE LIGAÇÕES 1. Ligações Iônicas QUÍMICAS 2. Ligações Covalentes 3. Ligações Metálicas A natureza da ligação química dependerá de como acontece o rearranjo dos elétrons na molécula formada

15 1. Ligações Iônicas

16 LIGAÇÕES IÔNICAS Normalmente reação química entre metais alcalinos (Li, Na, K) e halogênios (F, Cl) leva a formação de sais que, se dissolvidos em solução aquosa, conduzem eletricidade. Esta é uma evidência de que os sais são formados por íons.

17 LIGAÇÕES IÔNICAS Energia de Rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um sólido iônico em íons gasosos. Q Q 1 d E l 2 k é uma constante (1, kj.pm.mol -1 ), Q 1 e Q 2 são as cargas das partículas e d é a distância entre os núcleos das partículas

18 LIGAÇÕES IÔNICAS

19 LIGAÇÕES IÔNICAS Energia de Rede (kj/mol) de alguns compostos iônicos Composto Energia de Rede Composto LiF 655 KCl 419 LiCl 541 KBr 400 LiI 470 RbCl 406 NaF 591 MgCl NaCl 491 SrCl NaBr 466 MgO 2699 NaI 432 CaO 2317 KF 489 SrO 2090 Energia de Rede

20 LIGAÇÕES IÔNICAS Valores muito altos: íons fortemente atraídos uns pelos outros nos sólidos. A energia liberada pela atração entre os íons de cargas contrárias compensa a natureza endotérmica das energias de ionização, tornando a formação de compostos iônicos um processo exotérmico (liberação de energia).

21 LIGAÇÕES IÔNICAS No modelo de ligação química denominado ligações iônicas, as forças eletrostáticas atraem as partículas com cargas elétricas opostas. Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron. Na (g) Na + (g) + 1e - Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron. Cl (g) + 1e - Cl - (g) Formação de um sólido a partir de seus íons. Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s)

22 LIGAÇÕES IÔNICAS O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo da tabela periódica, (Grupo 1), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta um elétron na camada de valência. A sua Energia de Ionização é de 496 kj.mol -1. O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo grupo da tabela periódica, (Grupo 17), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta sete elétrons na camada de valência. A sua Afinidade Eletrônica é de 348 kj.mol -1.

23 LIGAÇÕES IÔNICAS Na (g) Na + (g) + 1e - Energia Absorvida = 496 kj.mol -1 Cl (g) + 1e - Cl - (g) Energia Liberada = 348 kj.mol -1 Na + (g) + Cl - (g) Na + [Cl] - (g)energia Liberada = 450 kj.mol -1 Resumo: Na (g) + Cl (g) Na + [Cl] - Energia Liberada = 302 kj.mol -1 O íon gasoso Na + Cl - é energeticamente mais estável do que os átomos de Na e Cl gasoso.

24 LIGAÇÕES IÔNICAS Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no estado sólido temos que: Etapa A: Na (s) Na (g) Energia Absorvida = 108 kj.mol -1 Etapa B: Na (g) Na + (g) + e - Energia Absorvida = 496 kj.mol -1 Etapa C: ½ Cl 2 (g) Cl (g) Energia Absorvida = 121 kj.mol -1 Etapa D: Cl (g) + 1e - Cl - (g) Energia Liberada = 348 kj.mol -1 Etapa E: Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) Energia Liberada = 787 kj.mol -1 Resumo: Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl (s) Energia Liberada = 410 kj.mol -1

25 LIGAÇÕES IÔNICAS Ligação Iônica

26 LIGAÇÕES IÔNICAS A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas e estequiometria. Geralmente as ligações iônicas ocorrem pela ligação de um METAL (formam o octeto pela perda de um elétron) e os NÃO-METAIS (formam o octeto pela ganho de um elétron).

27 LIGAÇÕES IÔNICAS Metais: Geralmente os que estão localizados a esquerda da tabela periódica apresentam baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica, desta forma espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência perder os elétrons, formando CÁTIONS. Não-Metais: Geralmente os que estão localizados a direita da tabela periódica apresentam alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica, desta forma espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência a ganhar os elétrons, formando ÁNIONS.

28 LIGAÇÕES IÔNICAS Íons de elementos representativos: esperamos que os compostos iônicos dos grupos 1A, 2A e 3A contenham cátions com cargas 1 +, 2 +, 3 +, respectivamente. De modo similar os compostos iônicos dos grupos 5A, 6A e 7A geralmente contém ânions de cargas 3 -,2-1 - ; Íons poliatômicos: Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, SO 4 2-, NO 3-.

29 LIGAÇÕES IÔNICAS Íons de metais de transição: quase sempre não formam íons com configuração de gás nobre; Elétrons são perdidos no subnível com maior valor de n. Para formar íons positivos perde primeiramente os elétrons do subnível 4s e, em seguida, observa-se a perda até que o subnível d esteja 50% preenchido.

30 LIGAÇÕES IÔNICAS Os metais formam cátions: - Monovalentes: Na + perdem 1 e - - Bivalentes: Ca 2+ perdem 2 e - - Trivalentes: Al 3+ perdem 3 e - - Tetravalentes: Pb 4+ perdem 4 e - - Pentavalentes: Bi 5+ perdem 5 e -

31 LIGAÇÕES IÔNICAS Os não-metais formam ânions: - Com cinco elétrons: N recebem 3 e - - Com seis elétrons: O recebem 2 e - - Com sete elétrons: F recebe 1 e -

32 Símbolo do cátion escrito antes do símbolo do ânion LIGAÇÕES IÔNICAS Fórmula molecular dos compostos iônicos Mostra a proporção mínima entre os átomos que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente neutro nº de e - cedidos = nº de e - recebidos

33 LIGAÇÕES IÔNICAS Propriedades dos compostos iônicos Sólidos em condições ambientes (25 o C; 1atm); Elevadas temperaturas de fusão e ebulição; Conduzem eletricidade quando dissolvidos em água ou quando fundidos; São duros e quebradiços, formando faces planas quando submetidos à impacto.

34 LIGAÇÕES IÔNICAS Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Cada um dos íons de Na + é envolto por seis íons Cl -, e cada um dos íons de Cl - é envolto por seis íons Na +.

35 Exercícios

36 Obs: Fe e Cu são elementos de transição tendo valência variável (Fe 2-3 e Cu 1-2) LIGAÇÕES IÔNICAS Considere os seguintes elementos: Na (Z = 11), Mg (Z = 12), Fe (Z = 26), Cu (Z = 29), Cl (Z = 17), I (Z = 53), O (Z = 8), S (Z = 16). Escreva a configuração eletrônica para cada um destes elementos. Indique quais os possíveis íons (cátions ou ânions) formados por estes elementos destacando os subníveis onde ocorreu a retirada de elétrons. Escreva as fórmulas resultantes da combinação de cada tipo de cátion com cada tipo de ânion.

37 LIGAÇÕES IÔNICAS Por que o íon Na 2+ não é encontrado na natureza? Por que ametais formam ânions e não cátions? Qual o papel da energia de ionização na formação de compostos iônicos?

38 LIGAÇÕES IÔNICAS Qual par formará um composto com maior energia de rede NaF ou MgF 2? Justifique Por que o fluoreto de sódio dissolve-se em água enquanto o fluoreto de cálcio não? Qual a expectativa de solubilidade para o fluoreto de magnésio? (Dica: utilizar o conceito de energia de rede)

39 Energia de Ionização Energia de Ionização, também denominada de Potencial de ionização, corresponde à energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso.

40 Energia de Ionização A retirada do 2º elétron sempre necessitará de maior energia do que a utilizada na retirada do 1º elétron.

41 Afinidade Eletrônica Eletroafinidade ou afinidade eletrônica corresponde à energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso

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