Post on 20-Jan-2019
BIK0102: ESTRUTURA DA MATÉRIA
Crédito: Sprace
ProfessorHugo Barbosa Suffredini
hugo.suffredini@ufabc.edu.br
Site:www.suffredini.com.br
Números Quânticos e Ligações Químicas
Órbitas e Orbitais
Órbit
https://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%93rbitas_est%C3%A1veis_do_el%C3%A9tron
Números Quânticos (n, l, m, s)
”n” é o número quântico principal, referente à camada do elétron de valência;
“l” é o número quântico secundário, referente ao tipo de orbital;
“m” é o número quântico magnético;
“s” é referente ao spin eletrônico (convenção).
(Colocar explicação na lousa!)
Orbitais
Subnível “s”(1 orbital)
Valor de “m” possível - 0
0
+1-1 0
Subnível “p”(3 orbitais)
Valores de “m” possíveis – 0, -1 e +1
(três orbitais “p”)
(Orbital “s”)
Zef = Ztotal - Blindagem
Carga nuclear efetiva (Zef)
Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos
TABELA PERIÓDICA... Percebendo a perfeição...
Dimitri Ivanovich Mendeleev
https://web.lemoyne.edu/giunta/mendeleev.html
Tabela Periódica Atualhttps://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/
Tabela Periódica
Metais Metalóides ou
SemimetaisNão-metais
Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
Tabela Periódica
Propriedades Periódicas
Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
Blindagem
Mg tem maior Zef que o Na e por isso é menor!
Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos
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Exercício:
a. Qual a distribuição
eletrônica do Na (Z=11)
e do Cl (Z=17)?
b. Faça a
representação de
Lewis para os dois
átomos.
Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Símbolos de Lewis
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
A regra do octeto
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6.
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8
elétrons de valência (4 pares de elétrons).
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande
número de moléculas propondo a regra do octeto
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IÔNICA
COVALENTE
METÁLICA
Ligações Químicas
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Ligação química: é a força que mantém dois ou mais átomos
unidos.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos
não-metálicos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um
metal para um não-metal.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais
puros unidos.
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Conceitos importantes:
1. Energia de Ionização
2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica)
3. Interações eletrostáticas
Ligações Iônicas
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Interações eletrostáticas
Interação entre cargas ≡ força coulômbica
r
Repulsão
Atração
Ligações Iônicas
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Interações eletrostáticas
No caso de ligações iônicas, ocorre a interação entre íons:
Cátion = carga positiva
Ânion = carga negativa
r
Par iônico
Ligações Iônicas
NaCl (CFC) CsCl (CS) esfarelita (ZnS) fluorita (CaF2)
wurtzita (ZnS) arseneto de níquel rutilo
perovskita espinélio, AB2O4
Modelos de Sólidos Cristalinos
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Ligações Iônicas
Energias envolvidas na
formação da ligação iônica
El=κ
Q1Q2
d
• A energia de rede aumenta à medida que:
• As cargas nos íons aumentam
• A distância entre os íons diminui
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Propriedades dos Compostos Iônicos
• Não formam moléculas, mas par iônico (fase gasosa)
• Geralmente, sólidos à Tamb ≡ elevados pontos de fusão
• Sólidos ≡ retículo cristalino
Ligações Iônicas
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Propriedades dos Compostos Iônicos
⚫ Não formam moléculas, mas par iônico (fase gasosa)
⚫ Geralmente, sólidos à temperatura ambiente ≡ elevados pontos de fusão
⚫ Sólidos ≡ retículo cristalino
⚫Alta dureza
Repulsão!
Ligações Iônicas
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Ligações Iônicas
29
Estequiometrias Comuns dos
Compostos Iônicos
Ligações Iônicas
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Exemplos de compostos iônicos
Na e Cl K e O Na e N
Ca e F Mg e O Ca e P
Fe e Br Al e O Al e N
Exercício
Escrever as estruturas de Lewis dos compostos formados pelos
elementos abaixo:
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NaCl K2O Na3N
CaF2 MgO Ca3P2
FeBr3 Al2O3 AlN
Exercício
Escrever as estruturas de Lewis dos compostos formados pelos
elementos abaixo:
32
33
IÔNICA
COVALENTE
METÁLICA
Ligações Químicas
ligação covalente: " fusão" da nuvens eletrônicas dos dois átomos
molécula de HCl
H Cl
compartilhamento de elétrons
e-e-
H — Cl
nuvem eletrônica
HCl HCl
Formação de Compostos Moleculares
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• As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma
ligação é representado por uma única linha:
• Nos casos mais simples, a regra do octeto é seguida.
Cuidado: há inúmeras exceções à regra do octeto.
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H FH O
H
H N H
HCH
H
H
H
Estruturas de Lewis
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Ligações Covalentes Coordenadas
:
36
Ligações Múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado
entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
37
Comprimentos de Ligação
38
Energias de Ligação
39
40
Oxalato de cálcio: Ânion orgânico
O
OO
O
Ca2+
2
Compostos Iônicos e Covalentes
H H
N N
OO O
C O
SO O
N
H
H H
NO O
SO O
O2-
P
O
O O
O
3-
S
O
O O
O
2-
Cl
O
O O
O
-
-
Compostos Iônicos e Covalentes
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Ions poliatômicos Comuns
42
Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser
expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis.
híbridos de ressonância
A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia
calculada da molécula e contribui para a distribuição da
ligação sobre toda a molécula.
Ressonância
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Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno,
C6H6, não explica todas as evidências experimentais:
- Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de
compostos com ligações duplas.
- Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-
carbono têm o mesmo comprimento.
- Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no
qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos
adjacentes.
Evidências Experimentais da Ressonância
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Comprimentos de Ligação
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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 – ½ P
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.
Carga Formal
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Carga Formal
47
Exceções à Regra do Octeto
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um
octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
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As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados
são chamadas de radicais. Eles são, em geral, muito
reativos.
CH3
Exceções à Regra do Octeto: Radicais
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Espécies as quais demandam a presença de mais do que
um octeto de elétrons ao redor de um átomo, são
denominadas hipervalentes. Para ter octeto expandido, o
átomo deve possuir orbitais d vazios na camada de valência
e ter grande raio atômico.
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)
Exceções à Regra do Octeto: Octeto Expandido
50
Exceções à Regra do Octeto: Octeto Expandido
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Forma Espacial das Moléculas
• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência
se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume a geometria 3D
que minimize essa repulsão.
• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons
no Nível de Valência (RPENV) ou VSEPR (do inglês Valence Shell
Electron Pair Repulsion).
52
Formas Espaciais de Moléculas
53
Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e
devem ser considerados na identificação da forma molecular.
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• O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e
para o O:
(tetraédrica) (piramidal) (angular)
• Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o
número de pares de elétrons não-ligantes aumenta.
104.5O107O
NHH
H
C
H
HHH109.5O
OHH
Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR
55
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Efeito de Ligações Múltiplas no Modelo VSEPR
56
(trigonal planar)
57
Formas Espaciais de Moléculas
(bipirâmide trigonal)
(octaédrica)
Para moléculas maiores...
58
O
O
HH
H
H C2H4O2
Tetraédico
Trigonal
plano Angular
59
Para moléculas maiores...
Mais Formas Espaciais de Moléculas ...
60
Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
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Moléculas com pares de elétrons isolados no
átomo central:
Fórmula Geral: AXnEm
onde:
A = átomo central;
X = átomo ligado;
E = par isolado.
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e
devem ser considerados na identificação da forma molecular.
Exemplo: SF4
Geometria “gangorra” é mais estável.
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Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
Fórmula Geral: AX4E
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Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
Exemplo: ClF3
Geometria em “T”.
Fórmula Geral: AX3E2
Moléculas do tipo AX4E2
quadrado planar
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Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
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Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes compostos e
indique, em cada caso, o formato espacial das moléculas:
(a)metanal ou formaldeído, H2CO
(b) metanol, CH3OH
(c) fosfina, PH3
Estruturas de Moléculas
Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
➢ Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair
elétrons para si em certa molécula .
➢ Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala
de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
➢ A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao descermos em um grupo.
66
Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
Eletronegatividade
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• Em uma ligação covalente, os elétrons estãocompartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligaçãocovalente não significa compartilhamento igual daqueleselétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétronsestão mais próximos a um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta emligações polares.
Polaridade da ligação e Eletronegatividade
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Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
F2 (4,0 – 4,0 = 0,0)
HF (4,0 – 2,1 = 1,9)
LiF (4,0 – 1,0 = 3,0)
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação.
• As diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual).
• As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual).
• As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons).
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Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação
(iônica/covalente).
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
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Vetor Momento de Dipolo
• O momento de dipolo, :
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
μ=Qr
Q+Q-r
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Polaridade de Ligações Covalentes
H Cl
➢ Em algumas moléculas, os elétrons não estão "igualmente"
distribuídos entre os dois átomos.
➢ "Distorção" da nuvem eletrônica: elétrons são atraídos para o lado do
elemento mais eletronegativo.
HCl
H H H2
formação de
cargas parciais
+ -
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Exemplos:
Cl — Cl :
H — Cl :
H — O :
H — C:
H — H :
apolar
polar
fortemente polar
fracamente polar (momento de dipolo é muito pequeno)
apolar
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Polaridade de Ligações Covalentes
Geometria Molecular e Polaridade de Moléculas
geometria planar
pirâmide trigonal
➢ ligação B — F é polar
➢ vetor momento dipolar resultante = 0
➢ ligação N — H é polar
➢ vetor momento dipolar resultante ≠ 0
➢ molécula é POLAR
➢ molécula é APOLAR
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Moléculas Polares e Apolares
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Determinar a polaridade de cada ligação e da molécula como um todo:
CCl4 HCCl3 C2H6
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Exercício
escala de eletronegatividade