LIGAÇÕES QUÍMICAS

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LIGAÇÕES QUÍMICAS (parte I) Tipos gerais: 1. Ligação iônica: transferência de elétrons entre átomos, que permanecem unidos por forças eletrostáticas entre os íons de cargas opostas. 2. Ligação covalente: compartilhamento de elétrons entre átomos. 3. Ligação metálica: vários átomos ligados entre si, os elétrons ligantes estão livres e movimentam-se pela estrutura tridimensional do metal. Representação de Lewis - elétrons de valência - símbolo de Lewis: os elétrons são colocados nos quatro lados ao redor do símbolo do elemento** Regra do Octeto Gases nobres apresentam elevada estabilidade: 8 elétrons no nível de valência (exceto He) subníveis s e p completos Os elementos representativos da Tabela Periódica tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons para atingir a configuração do gás nobre mais próximo.

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LIGAÇÕES QUÍMICAS (parte I)

Tipos gerais:

1. Ligação iônica: transferência de elétrons entre átomos, que permanecem unidos por forças eletrostáticas entre os íons de cargas opostas. 2. Ligação covalente: compartilhamento de elétrons entre átomos. 3. Ligação metálica: vários átomos ligados entre si, os elétrons ligantes estão livres e movimentam-se pela estrutura tridimensional do metal.

Representação de Lewis - elétrons de valência - símbolo de Lewis: os elétrons são colocados nos quatro lados ao redor do símbolo do elemento**

Regra do Octeto

Gases nobres apresentam elevada estabilidade: 8 elétrons

no nível de valência (exceto He) subníveis s e p completos

Os elementos representativos da Tabela Periódica tendem a

ganhar, perder ou compartilhar elétrons para atingir a

configuração do gás nobre mais próximo.

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1. Ligação Iônica: NaCl sal iônico, formado por íons Na+ e Cl- reação entre o sódio e o cloro:

Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = - 410,9 kJ/mol Reação exotérmica: maior estabilidade do NaCl em relação aos seus elementos formadores

Na+ tem a configuração eletrônica do Ne Cl- tem a configuração do Ar O sal formado apresenta estrutura regular estável** ─ cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl- ─ cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+

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Energia na formação de Ligação Iônica Entalpia de formação = é a energia envolvida na formação de uma substância a partir de substâncias elementares (ΔHºf)

ΔHºf substâncias iônicas = liberação de energia (ΔHºf < 0)

Etapas de formação: 1 – ionização do átomo metálico (endotérmico)

Na(g) Na+(g) I1 = 496 kJ/mol 2 – formação do ânion do não-metal: geralmente exotérmico

Cl(g) + e- Cl-(g) ΔE = Ea = - 349 kJ/mol 3 – formação da ligação iônica: Na(g) + Cl(g) NaCl (s)

ΔE = 496 + (- 349) = +147 kJ/mol (endo)??

A estabilidade de compostos iônicos ocorre em virtude da atração entre íons de cargas opostas, que leva à formação do arranjo regular estável (rede)**

Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em seus íons gasosos.

NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) ΔHrede = +788 kJ/mol

• A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica:

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ΔH = -788 kJ/mol

A energia liberada pela aproximação das cargas opostas sobrepõe a energia de ionização Energia de rede: depende das cargas e tamanhos dos íons

dQQEl21κ=

k = 8,99 x 109 J m/C2 Q1 , Q2 = cargas d = distância

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Ciclo de Born-Haber: A energia de rede pode ser calculada através de valores experimentais envolvidos nas suas etapas de formação.

Ciclo termoquímico Considera duas rotas: direta e indireta (5 etapas)

Rota direta:

Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) ΔHºf = - 411 kJ/mol Rota indireta: 1. vaporização do metal: Na(s) Na(g) ΔHºf = 107,8 kJ/mol 2. formação de átomos de cloro: ½ Cl2(g) Cl(g) ΔHºf = 120 kJ

3. ionização de Na(g): Na(g) Na+(g) I1 = 496 kJ

4. adição de elétron ao Cl(g): Cl(g) Cl-(g) ΔH = Ea = -349kJ

5. combinação dos íons gasosos e formação de NaCl sólido:

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) (ΔH = -ΔHrede)

A variação total de energia nos processos direto e indireto pode ser igualada:

ΔHºf [NaCl(s)] = ΔHºf[Na(g)] + ΔHºf[Cl(g)] + I1 (Na) + Ea (Cl) -ΔHrede

Para determinar a energia de rede (ΔHrede): ΔHrede = ΔHºf[Na(g)] + ΔHºf[Cl(g)] + I1 (Na) + Ea (Cl) - ΔHºf [NaCl(s)]

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O arranjo tridimensional rígido dos íons e as forças de atração eletrostáticas conferem propriedades físicas aos compostos iônicos:

- elevado ponto de fusão - condutividade elétrica - aspecto cristalino - quebradiços

Íons de elementos representativos:

ionização do sódio: Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1

Na+: [Ne] Energia de rede aumenta com a carga, mas a I2 será maior Válido para todos os elementos 1A

As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável:

Mg: [Ne]3s2 Mg+: [Ne]3s1 não estável Mg2+: [Ne] estável

Adição de elétrons a não-metais: favorecido até a estabilidade Cl: [Ne]3s23p5 Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável

Grupos 1A, 2A, 3A cargas 1+, 2+, 3+ Grupos 5A, 6A, 7A cargas 3-, 2-, 1- Grupo 4A C, Si, Ge = muito raro em ligações iônicas

Sn, Pb: formam Sn2+, Pb2+ = caráter metálico

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Íons de metais de transição: • As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. • os elétrons são removidos em ordem decrescente de n

Ex.: Fe: [Ar] 3d6 4s2; Fe2+: [Ar] 3d6; Fe3+: [Ar] 3d5 Geralmente não formam íons com configuração de gás nobre:

Ex.: Ag: [Kr] 4d10 5s1 Ag+: [Kr] 4d10 Au: [Xe]4f14 5d10 6s1 Au+: [Xe]4f14 5d10 Cu: [Ar] 3d10 4s1 Cu+: [Ar] 3d10

Íons poliatômicos:

• são formados quando há uma carga global em um composto

contendo ligações covalentes. Ex.: SO42-, NO3

-

NOMENCLATURA DE COMPOSTOS INORGÂNICOS

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