QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 1
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Cap. 8 – J.B. RusselCap 8 J usse
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LIGAÇÕES QUÍMICASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 2
• Definição: forças que unem átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos;
• Forças de interação mais fortes;ç ç ;– Iônicas
Covalentes– Covalentes• A maioria das ligações possui
t í ti i t diá icaracterísticas intermediárias -predominantemente iônicas ou covalentes
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LIGAÇÕES IÔNICASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 3
• Atração eletrostática entre os íons de cargas opostas.
• NaCl – arranjo ordenado em três dimensões dos íons Na+ e Cl-
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ESTRUTURAS DE LEWISQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 4
• Consiste no seu símbolo químico, rodeado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo;
• O símbolo químico numa estrutura de Lewis representa o tronco ou cerne do pátomo;
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ESTRUTURAS DE LEWISQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 5
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ESTRUTURA DE LEWISQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 6
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REGRA DO OCTETOQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 7
• Com exceção ao He todos os átomos dos gases nobres possuem uma camada de valência especialmente estável, ns2np6 ou seja um octeto.
• Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam p q jrodeados por 8 e- de valência;
• CUIDADO ! EXISTEM VÁRIAS EXCEÇÕES ÀCUIDADO ! EXISTEM VÁRIAS EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO.
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Configurações eletrônicas dos íonsQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 8
Quando um átomo de um metal de um grupo
i i l fprincipal forma um cátion, ele perde seus elétrons de valência s eelétrons de valência s e p e adquire a configuração eletrônica g çdo átomo de gás nobre que o precede.
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Configurações eletrônicas dos íonsQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 9
• Quando átomos de não-metais adquirem qelétrons para formas ânions, eles o fazem ,até que seja atingido a configuração g çeletrônica do gás nobre seguinte. g
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ExemplosQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 10
• Escreva a estrutura de Lewis para– cloreto de cálcio,,– sulfeto de potássio,
óxido de alumínio e– óxido de alumínio e – nitreto de bário.
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LIGAÇÕES IÔNICASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 11
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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• entre átomos:– iônica
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LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 13
• Todas as reações ocorrem quando os produtos formados são mais estáveis que os reagentes = liberação de energia = decréscimo de entalpia (pressão cte) ∆H<0;
• Entalpia = calor absorvido durante um pprocesso sob pressão constante, é igual ao aumento na energia do sistema menos o gtrabalho∆H = ∆U - w
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∆H ∆U w13
ENERGIA PARA REAÇÕES QUÍMICAS
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C l i t f id d i t• Calor = energia transferida do sistema para o meio devido apenas à diferença de temperatura entre eles (Ts > To);– flui naturalmente de uma região + quente para uma
+ fria; q• Trabalho = Capacidade de aumentar a energia do• Trabalho = Capacidade de aumentar a energia do
sistema;– w = quantidade de trabalho realizado sobre um
i tsistema;– w<0 = sistema realiza trabalho – Expansão;– w>0 = trabalho é feito sobre o sistema –w>0 trabalho é feito sobre o sistema
Compressão;∆U = q = não há trabalho realizado;U ã há l t f idProfª.
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∆U = w = não há calor transferido;∆U = q + w = 1ª lei da termodinâmica 14
Lei de HessQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 15
i ã d l i l• A variação da entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos e independe do númeroreagentes e produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação.ç
• Valores da reação de formação são tabelados e podem ser utilizados para calcular os
l d d õvalores de ∆H de outras reações. • A reação de formação é aquela em que um
l d ú i d t é f d timol de um único produto é formado a partir de seus elementos (não combinados):
C(s) + O (g) → CO (g)Profª. Camila
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C(s) + O2(g) → CO2(g)15
LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 16
A i d i i ã• A energia de ionização dos átomos de metal que deve ser fornecida qé parcialmente recuperada pela afinidade eletrônicaafinidade eletrônica dos não-metais.
• A diminuição da çenergia global que leva à formação do sólido iônico deve-se à forteiônico deve se à forte atração entre os cátions e ânions que ocorre no estado sólidoProfª.
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ocorre no estado sólido16
Sólidos iônicosQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 17
Ligações iônicas são fortes quantidade• Ligações iônicas são fortes = quantidade razoável de energia deve ser fornecida para quebrar um sólido iônico;para quebrar um sólido iônico;
• Pontos de fusão e calores de fusão l i lrelativamente alto;
• No retículo cristalino os íons estão presos – fracoscondutores de calor econdutores de calor eeletricidade;
Q d f did l ãProfª. Camila
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• Quando fundidos ou em soluçãoaquosa conduzem;
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Por que os sólidos iônicos são quebradiços?
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quebradiços?
Sólidos original: Golpe de martelo: O sólido quebra em arranjo ordenado de cátions e ânions
empurra os íons para posições em que os cátions e os â i
fragmentos –resultados das forças repulsivas
ânions se aproximam
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LIGAÇÕES COVALENTESQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 19
• Ocorre quando dois átomos tem a mesma tendência de ganhar e perder elétrons.
• Compartilhamento de e-.
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LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLESQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 20
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LIGAÇÕES COVALENTESQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 21
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LIGAÇÕES COVALENTES MÚLTIPLASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 22
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HÍBRIDO DE RESSONÂNCIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 23
Al ã é í l• Algumas vezes não é possível representar uma partícula com uma única estrutura de L iLewis.
• Molécula de Ozônio O3 = existem duas estruturas contribuintes, ou duas estruturas de ressonância, são duas formas de representar a geometria da molécula = híbrido de ressonância
• Forma intermediária entre as duas formas possíveis
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p23
HÍBRIDO DE RESSONÂNCIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 24
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EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETOQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 25
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ELETRONEGATIVIDADEQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 26
• A atração exercida por um átomo sobre o par de e- na sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva e da distância entre os núcleos e a camada de valência;
• Eletronegatividade = tendência relativa gmostrada por um átomo ligado em atrair o par de e-;p ;
• Determinam o quanto um par é compartilhadoProfª.
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compartilhado26
PERIODICIDADE E ELETRONEGATIVIDADE
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A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para direita através de um período na g q p ptabela devido ao aumento na carga nuclear.Elementos de transição – irregularidades resultantes da variação na efetividade da blindagem.Nos grupos a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se tornaNos grupos a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo.
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ELETRONEGATIVIDADE E TIPO DE LIGAÇÃO
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LIGAÇÃO
Á idê i• Átomos idênticos possuem a mesma eletronegatividade –eletronegatividade distribuição de cargas na molécula é simétrica –não polar;não-polar;
• Ligação covalente polar = par de e- não épar de e não é compartilhado igualmente;
• HF - F possui uma eletronegatividade maior que o H. – nuvem eletrônica é atraída para oProfª.
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eletrônica é atraída para o átomos de F. 28
POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE
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ELETRONEGATIVIDADE
•O grau com que um par é compartilhado depende daO grau com que um par é compartilhado depende da diferença entre as eletronegatividades dos átomos ligados; •Quanto maior a diferença de eletronegatividade mais•Quanto maior a diferença de eletronegatividade mais polar a ligação;
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LIGAÇÃO IÔNICA X COVALENTEQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 30
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DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE Δχ e POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
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Ç
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ENERGIAS DE LIGAÇÃOQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 32
• Energia necessária para romper uma ligação específica;
• Energia de dissociação –g çgeralmente positiva e expressa como ∆H;p ;
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Energias médias de ligação simplesQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 33
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Energias médias de ligaçãoQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 34
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CICLO DE BORN-HABER: para determinar a energia de ligação
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energia de ligação
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BALANÇO DE CARGAS:CARGA FORMAL
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CARGA FORMAL
C át t i t d• Carga que um átomo teria se todos os pares de e- fossem compartilhados por igual = ligações não-polares;g ç p ;1. Escrever a estrutura de Lewis2. Atribuir os e- de valência aos átomos:
a. Atribua ambos os e- de cada par solitário ao seu átomo
b. Dividir cada par compartilhado, atribuindo um e- parab. Dividir cada par compartilhado, atribuindo um e para cada átomo ligado pelo par
• Carga formal = (e- de valência ) átomo isolado – (e-
valência) átomo ligadovalência) átomo ligado• Soma das cargas formais:
– Moléculas = 0Profª. Camila
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Moléculas 0– Íons = carga do íon 36
CARGA FORMALQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 37
Fornece uma indicação da extensão da perda ou ganho de e- por um átomo no processo de formação da ligação covalente. As estruturas com as menores cargas formais são as que g qprovavelmente têm as menores energias
Dióxido de carbonoEstruturas mais prováveis de acordo com a carga formal
Monóxido de dinitrogênioMonóxido de dinitrogênio
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Repulsão dos Pares EletrônicosQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 38
E t t d L i d d t t• Estrutura de Lewis = cada par de pontos representa o par de e- de valência que ocupa um orbital de cada átomo;A j ét i l ã d d ã• Arranjo geométrico = repulsão dos pares de e- são mínimas;
• Método VSEPR = repulsão entre os pares eletrônicos d d d lê ida camada de valência:– orientação buscando a mínima energia;– magnitude da repulsão depende do compartilhamentomagnitude da repulsão depende do compartilhamento
• dois pares compartilhados = repulsão mais fraca• par solitário e par compartilhado = intermediária;• pares solitários = fortepares solitários forte
– decréscimo com o aumento do ângulo entre os pares• 90 graus = fortes• 120 graus = mais fracasProfª.
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• 120 graus = mais fracas• 180 graus = extremamente fracas 38
Método VSEPRQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 39
• Número estérico– sem ligações múltiplas = número total de g ç p
pares eletrônicos (solitários e compartilhados) ao redor do átomo
– com ligações múltiplas = soma do número de átomos ligados a ele mais o número de paresátomos ligados a ele mais o número de pares solitários
• Determinação do número e localização dos• Determinação do número e localização dos pares solitários
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Geometria das moléculasQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 40
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MÉTODO VSEPRQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 41
• Esquematizar a estrutura de Lewis• Determinar o n. estérico do átomo central• Orientar o par de e- e as ligações
múltiplas nas posições apropriadas ao d d á fi d i i iredor do átomo a fim de minimizar as
repulsões entre eles (vértices das figuras geométricas);geométricas);
• Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura geométrica obtida anteriormentefigura geométrica obtida anteriormente. Vértices sem átomos – pares solitários = menor n de repulsões;Profª.
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menor n. de repulsões;41
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Estrutura do PCl5QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 45
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Método VSEPRQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 46
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Estrutura do ClF3
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Estrutura do SF4
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Estrutura do SF6
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Estrutura do XeF4
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POLARIDADE DAS MOLÉCULASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 51
Nã l i ã édi d t d• Não polar = posição média de todas as cargas positivas coincide com a posição de todas as cargas negativas;g g ;
• Polar = centros das cargas não se coincidem = existência do dipolosM di l did d i d d• Momento dipolo = medida da magnitude das cargas parciais = μ = unidade = debye (D) μ= e. d e. d– 2 cargas iguais e opostas de grandeza
e,separadas pela distância d,constituem um di l d t di ldipolo e produzem um momento dipolar μ
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Momento dipolar de algumas moléculasQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 54
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 56
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 57
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 58
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 59
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 61
• entre átomos:– metálica
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 62
• entre moléculas:– íon – dipolo permanentep p– íon – dipolo induzido
dipolo permanente dipolo permanente– dipolo permanente – dipolo permanente– dipolo permanente – dipolo induzido– dipolo induzido – dipolo induzido
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 63
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