Números Quânticos e Ligações...

BIK0102: ESTRUTURA DA MATÉRIA

Crédito: Sprace

ProfessorHugo Barbosa Suffredini

[email protected]

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/

https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/

TABELA PERIÓDICA

http://www.webelements.com/

http://www.webelements.com/

Tabela Periódica

Metais Metalóides ou

SemimetaisNão-metais

Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

Tabela Periódica

Propriedades Periódicas

Propriedades Periódicas

RAIO ATÔMICO

Blindagem

Mg tem maior Zef que o Na e por isso é menor!


16

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.


Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto

Símbolos de Lewis


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

19

IÔNICA

COVALENTE

METÁLICA

Ligações Químicas


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.

21

Conceitos importantes:

1. Energia de Ionização

2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica)

3. Interações eletrostáticas

Ligações Iônicas

22

Interações eletrostáticas

Interação entre cargas ≡ força coulômbica

r

Repulsão

Atração

Ligações Iônicas

23

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

24

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

28

Ligações Iônicas

29

Estequiometrias Comuns dos

Compostos Iônicos

Ligações Iônicas

30

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:

31

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

34

• 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

35

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

41

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

43

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

44

Comprimentos de Ligação

45

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

46

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.

48

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

49

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

51

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d7/Xenon_tetrafluoride.gif

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.

54

• 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

61

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.

62


Fórmula Geral: AX4E

63


Exemplo: ClF3

Geometria em “T”.

Fórmula Geral: AX3E2

Moléculas do tipo AX4E2

quadrado planar

64


65

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


Eletronegatividade

67

• 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

68


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).

69


• 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-.

70

Vetor Momento de Dipolo

• O momento de dipolo, :

• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).

μ=Qr

Q+Q-r

71

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

+ -

72

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

74

Moléculas Polares e Apolares

75

Determinar a polaridade de cada ligação e da molécula como um todo:

CCl4 HCCl3 C2H6

76

Exercício

escala de eletronegatividade

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