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LIGAÇÕES QUÍMICAS

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Estabelecimento de ligação química

O composto formado tem menor energia do que os átomos isolados.

Transferência completa dos elétrons de um átomo para outro – ligação iônica.

Compartilhamento de elétrons – ligação covalente.

Ligação metálica – cátions mantidos unidos por um mar de elétrons.

Abaixamento de energia – mudança de posição dos elétrons de valência.

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Ligação iônica

Interação entre os íons ocorre no cristal como um todo.

Abaixamento de energia leva em conta, também, o cristal como um todo.

Modelo iônico apropriado para compostos binários entre elementos não metálicos e elementos metálicos.

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Sólido iônico

Conjunto de cátions e ânions

empacotados em um arranjo regular

(sólidos cristalinos).

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Energia de redes cristalinas

É a diferença entre as energias dos íons empacotados de um sólido e os íons muito afastados de um gás.

Valor sempre positivo.

Energia de rede cristalina muito elevada: íons interagem fortemente para formar um sólido fortemente ligado.

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Energia de redes cristalinas

Íons com carga alta e raios pequenos: forte interação. Ex: óxido de magnésio, MgO.

Relação propriedade – característica: forte interação resistência a altas temperaturas material usado no revestimento de fornos (material refratário).

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Exemplo

Os sólidos iônicos NaCl e KCl têm o mesmo tipo de estrutura cristalina. Em qual dos dois sólidos os íons estão presos mais fortemente uns aos outros por interações de Coulomb?

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Resposta

O sólido NaCl apresenta os íons mais fortemente unidos porque o íon Na+ tem raio menor que o íon K+.

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Exercícios de aula

Os sólidos iônicos CaO e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações são mais fortes?

Os sólidos iônicos KBr e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações entre os íons são mais fortes?

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Respostas

CaO, devido às maiores cargas.

KCl, já que os íons cloreto são menores que os íons brometo.

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Propriedades dos sólidos iônicos

Altos pontos de fusão e de ebulição: altas temperaturas são necessárias para que os íons se separem e formem líquidos.

Fragilidade: por impacto físico, os íons de mesma carga entram em contato e se repelem.

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Fragmentação dos sólidos iônicos

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Cristais aglutinados de calcita

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Superfícies chatas e regulares formadas por planos de íons

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Rigidez dos ossos devida ao fosfato de cálcio

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Teoria do Octeto

Lewis: os átomos perdem ou ganham elétrons (ligação iônica) ou compartilham elétrons até atingir configuração de gás nobre – dublete (He) ou octeto (outros gases nobres) – princípio conhecido como “Teoria do Octeto”.

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Diagrama de Pauling

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Distribuição Eletrônica

Exemplos:1)

2)

3)

4)

5)

6)

7)

8)

Na2311

Sr8838 Np237

93

Zn6530

Ce14058

I12753

Nb9341

Kr8436

Np23793

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Configuração eletrônica de íons

Átomo de metal do bloco s: perde elétrons até atingir a estrutura eletrônica de gás nobre de seu caroço: ns2 np6 : octeto de elétrons.

Ex: Na: [Ne] 3s1 Na+: [He] 2s2 2p6 = [Ne] e o sódio não pode perder mais elétrons porque as energias de ionização dos elétrons do caroço são altas demais para serem recuperadas pelas atrações entre os íons.

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Configuração eletrônica de íons

Átomos dos metais à esquerda do bloco p perdem elétrons s e p: exposição de caroço de gás nobre rodeado por uma subcamada completa de elétrons d – que não são perdidos porque estão firmemente unidos ao núcleo.

Ex: Ga converte-se em Ga3+ com configuração eletrônica [Ar] 3d10.

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Configuração eletrônica de cátions

Bloco d: as energias dos orbitais (n-1)d ficam abaixo dos orbitais ns. Assim, os elétrons de ns são perdidos em primeiro lugar.

Ex: Fe: [Ar] 3d6 4s2 converte-se em Fe3+ com configuração eletrônica [Ar] 3d5.

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Configuração eletrônica de ânions

Os ânions ganharam elétrons suficientes para completar sua camada de valência.

Ex: a configuração eletrônica do ânion fosfeto (P3-) é:

P (grupo 15, período 3): [Ne] 3s2 3p3

P3-: [Ne] 3s2 3p6 = [Ar]

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Exercício de aula

Prediga a configuração eletrônica e a fórmula do ânion iodeto.

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Resposta

I: [Kr] 4d10 5s2 5p5

I-: [Kr] 4d10 5s2 5p6 = [Xe]

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Exercício de aula

Determine a fórmula do composto formado pela ligação entre os íons dos seguintes elementos:

a) sódio e oxigêniob) magnésio e flúorc) alumínio e enxofred) cálcio e selênio

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Ligações Covalentes

Lewis – par de elétrons é compartilhado por dois átomos de elementos não metálicos:

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Valência

A valência de um átomo é, em geral, igual ao número de ligações que ele pode formar. Ex: H2O:

1) H completa o dublete pelo compartilhamento de 1 elétron – valência = 1.

2) O completa o octeto pelo compartilhamento de 2 elétrons – valência = 2.

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Estruturas de Lewis

Não retrata a forma da molécula; apenas mostra as ligações entre os átomos e os elétrons (em ligações ou em pares isolados).

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Exercícios de aula

Escreva a estrutura de Lewis do composto “inter-halogênio” monofluoreto de cloro, ClF, e determine quantos pares isolados cada átomo tem no composto.

Escreva a estrutura de Lewis do composto HBr e determine quantos pares isolados cada átomo tem no composto.

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Espécies Poliatômicas

Ligações simples. Ex: H – H.

Ligações múltiplas: duplas e triplas.

Ordem de ligação: número de ligações que une um par específico de átomos.

Átomo terminal e átomo central. Ex: H2O: H é terminal e O é central.

O átomo central é, geralmente, o de mais baixa energia de ionização (energia necessária para remover 1 elétron de um átomo na fase gasosa.

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Espécies Poliatômicas - dicas

Arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central.

O átomo central é, frequentemente, escrito primeiro.

Exemplo: sulfato de amônio, (NH4)2SO4:

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Sulfato de amônio

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Exercícios de aula

1) Escreva a estrutura de Lewis de NH3

2) Escreva a estrutura de Lewis do íons cianato, CNO-

Dados os grupos, na tabela periódica:H: 1; C: 14; N: 15; O: 16.

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Exercícios extras de aula

1) Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de uréia, (NH2)2CO

2) Escrever a estrutura de Lewis para a hidrazina, H2NNH2