Revisão Químicas + Termodinâmica

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1 Revisão Ligações Químicas + Termodinâmica Profa. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI lorainejacobs@utfpr.edu.br

2 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

3 LIGAÇÕES QUÍMICAS Modelo Quântico Estrutura Geral do Átomo.

4 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.

5 LIGAÇÃO QUÍMICA 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.

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

7 LIGAÇÃO QUÍMICA 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

8 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

9 LIGAÇÕES IÔNICAS Langmuir: Gases nobres Baixa Reatividade 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... Na + [:Cl:].. -

10 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Diagrama de Linus Pauling

11 1. Ligações Iônicas

12 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.

13 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)

14 LIGAÇÕES IÔNICAS 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). A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas e estequiometria.

15 Metais: LIGAÇÕES IÔNICAS Esquerda Tabela Tendência a PERDER Elétrons formando CÁTIONS Energia de Ionização

16 Metais: LIGAÇÕES IÔNICAS Direita Tabela Tendência a GANHAR Elétrons formando ÂNIONS Energia de Ionização

17 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 -

18 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 -

19 LIGAÇÕES IÔNICAS IMPORTANTE : alguns metais, quando perdem elétrons, originam cátions que não seguem a regra do octeto. Isso ocorre com os metais de transição. Um exemplo importante é o que ocorre com o ferro (Fe), que na natureza é encontrado formando compostos com carga 2+ e 3+.

20 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.

21 LIGAÇÕES IÔNICAS Fórmulas Químicas Molecular: Indica quantidade de elementos que formam a molécula. Eletrônica (Estrutura de Lewis): Além da quantidade de elementos, indica os elétrons da camada de valência e a formação dos pares eletrônicos.

22 LIGAÇÕES IÔNICAS 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.

23 LIGAÇÕES IÔNICAS Na (Z = 11): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Cl (Z = 17): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 Camada de Valência Camada de Valência Representação de Lewis: Na * Cl.. Na + [:Cl:].. - Fórmula Molecular: NaCl

24 2. Ligações Covalentes

25 LIGAÇÕES COVALENTES Neste modelo de ligação química dois átomos têm a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados entre os dois átomos. O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre não metais, ou entre um não metal e um semi-metal, ou seja átomos que necessitam receber elétrons.

26 LIGAÇÕES COVALENTES Dois átomos de eletronegatividade elevada e, geralmente próxima, se unem para compartilhar seus elétrons. Em termos da termodinâmica, o potencial de ionização e a afinidade eletrônica estão relacionados ao potencial químico e à dureza do sistema.

27 LIGAÇÕES COVALENTES Fórmulas Químicas Molecular: Indica quantidade de elementos que formam a molécula. Eletrônica (Estrutura de Lewis): Além da quantidade de elementos, indica os elétrons da camada de valência e a formação dos pares eletrônicos. Estrutural plana(estrutura de Couper): Mostra a ligação entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço.

28 LIGAÇÕES COVALENTES

29 LIGAÇÕES COVALENTES IMPORTANTE : assim como nas ligações iônicas alguns compostos não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula. Exemplos:

30 Ligação Covalente Coordenada ou Dativa: Este tipo de ligação ocorre quando um par de elétrons não ligante é doado por um átomo, formando uma ligação covalente dativa. LIGAÇÕES COVALENTES H _ H * * N * * * + _ + _ + H H + Todas as ligações N H do íon amônio são idênticas em todas as suas propriedades mensuráveis.

31 LIGAÇÕES COVALENTES Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH O átomo de N é o átomo central. H (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência N (Z = 7) 1s 2 2s 2, 2p 3 5 elétrons de valência _ H * * N * * * + _ + _ + H H _ H * * N * * * + _ + _ H + + H H

32 LIGAÇÕES COVALENTES Diferente dos compostos iônicos, podem ser encontrados nos 3 estados físicos em condições ambiente (25 o C; 1atm); Temperatura de fusão e ebulição inferiores aos compostos iônicos. Quando puras não conduzem corrente elétrica. Podem formar macromoléculas quando possuem grande número de átomos ligados. Estas macromoléculas apresentam alto ponto de fusão e ebulição.

33 LIGAÇÕES COVALENTES ALOTROPIA: o mesmo elemento químico pode formar duas ou mais substâncias simples diferentes Variedades Alotrópicas. Podem variar quanto à quantidade de átomos ou quanto à estrutura cristalina.

34 3. Ligações Metálicas

35 LIGAÇÕES METÁLICAS Os metais são materiais formados por apenas um elemento e apresentam uma estrutura geométrica bem definida.

36 LIGAÇÕES METÁLICAS Os átomos dos metais se unem originando os denominados retículos cristalinos

37 PROPRIEDADES Maleabilidade Ductibilidade Condutores de Corrente Elétrica Calor

38 LIGAÇÕES METÁLICAS Formação de Ligas Metálicas. Materiais com propriedades metálicas formados por dois ou mais elementos sendo pelo menos um dele metal. Características diferentes dos metais puros - produzidas industrialmente.

39 LIGAÇÕES METÁLICAS Ligas Metálicas.

40 LIGAÇÕES METÁLICAS Ligas Metálicas.

41 LIGAÇÕES QUÍMICAS PRIMÁRIAS RIAS Nas ligações puramente iônicas, não há compartilhamento. Nas ligações covalentes, pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos. Nas ligações metálicas, uma parte dos elétrons é compartilhada por todos os átomos do cristal ou da peça.

42 Propriedades das Ligações Químicas

43 Geometria Molecular

44 Geometria Molecular Nuvem eletrônica representada por ligação simples, dupla, tripla ou par de elétrons.

45 Geometria Molecular

46 Angular: 104,5 H 2 O

47 Pirâmide Trigonal : 107,3 NH 3

48 RESSONÂNCIA Molécula de Ozônio O O O O :O: :O : :O: :O: :O: :O :

49 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito de eletronegatividade. * Com base na definição de eletronegatividade foi possível desenvolver uma regra para determinar se uma ligação química apresenta um caráter iônico ou covalente.

50 - Ligações Iônicas POLARIDADE DAS LIGAÇÕES a) Polaridade das Moléculas Diatômicas: - Ligações Covalentes a- Ligações Covalentes Polares b- Ligações Covalentes Apolares

51 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Momento dipolar (µ), ou dipolo elétrico: representada por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o elemento mais eletronegativo. Assim, o vetor é orientado do pólo positivo para o pólo negativo.

52 POLARIDADE DAS Determinada pelo vetor de momento dipolar resultante (µ r ). Moléculas Polares: µ r 0 Moléculas Apolares: µ r = 0 - Para se determinar µ r deve-se considerar dois fatores a)eletronegatividade a)geometria da Molécula MOLÉCULAS

53 a) ELETRONEGATIVIDADE Ligação Iônica Átomos diferentes ligados. Diferença de eletronegatividade superior a 1,7. Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1. Ligação Covalente Polar Átomos diferentes ligados. Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7. Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9. Ligação Covalente Apolar Átomos iguais ligados. Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero). Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero).

54 b) GEOMETRIA A polaridade das moléculas poliatômicas dependem da Geometria da Molécula e do Número de elétrons Isolados na Molécula. cis-dicloro-eteno Molécula Polar µ 0 trans-dicloro-eteno Molécula Apolar µ = 0

55 Polaridade de moléculas

56 Interações Químicas Ligações Secundárias

57 INTERAÇÕES QUÍMICAS Uma interação química significa que as moléculas se atraem ou se repelem entre si, sem que ocorra a quebra ou formação de novas ligações químicas. Estas interações são frequentemente chamadas de interações não covalentes ou interações intermoleculares.

58 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS PODEM SER: Interações iônicas Forças Moleculares (intermoleculares) Forças de dispersão Forças Dipolo-Dipolo Ligações de hidrogênio

59 INTERAÇÕES IÔNICAS Como exemplo podemos citar os compostos : [Na] + Cl - (cloreto de sódio) [CH 3 CO 2 ] - Na + (acetato de sódio)

60 FORÇAS MOLECULARES DISPERSÃO Van der Waals ou dipolo instantâneo dipolo induzido Substâncias Apolares Estado líquido 10 vezes mais fracas que dipolo-dipolo

61 FORÇAS MOLECULARES DIPOLO-DIPOLO Lado positivo da molécula atrai o lado negativo da molécula vizinha.

62 FORÇAS MOLECULARES LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO Pontes de hidrogênio Somente em estado Líquido e Gasoso Hidrogênio ligado a elementos eletronegativos F; N e O

63 Forças Intermoleculares vs Propriedades Químicas

64 TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO Quanto maior a atração intermolecular, maior a temperatura de fusão e ebulição. O tamanho das moléculas também influencia na TE e TF. OU SEJA Em moléculas de tamanhos semelhantes: Quanto maior a interação maior TF e TE Em moléculas com o mesmo tipo de interação: Quanto maior a molécula maior TF e TE

65 TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO Ligação de Hidrogênio: HF- H 2 O - NH 3 Ligação Dipolo Dipolo: HCl HBr HI Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F 2, Cl 2, Br 2, I 2

66 POLARIDADE E SOLUBILIDADE Substâncias Polares tendem a se dissolver em Solventes Polares Substâncias Apolares tendem a se dissolver em Solventes Apolares