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LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO QUÍMICA:
É a força atrativa que mantém os átomos unidos.
O comportamento químico dos átomos é determinado pelos seus elétrons de valência.
As reações químicas são consequência da perda, do ganho ou do compartilhamento dos elétrons de valência.
Representação dos elétrons de valência:
→ Lewis, 1916
Grupo 1
Grupo 2
Grupo 13
Grupo 14
Grupo 15
Grupo 16
Grupo 17
Grupo 18
1 e-
2 e-
3 e-
4 e-
5 e-
6 e-
7 e-
8 e-
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam estáveis (configuração de gases nobres).
Na doa 1 e- Cl recebe 1 e-
2 H compartilham seus elétrons
Tipos de Ligações:
Ligação Iônica
Ligação Covalente
Ligação Metálica
Ligações Iônicas:
→ Consistem na transferência de elétrons entre os átomos, gerando íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions);
→ Forças eletrostáticas são responsáveis por manter próximos os íons de sinais contrários;
→ Ocorrem normalmente quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos é grande (metais e não-metais).
* Ponto de fusão e ebulição altos
Sólidos Iônicos:
* São quebradiços
* São solúveis em solventes polares (porém muitas vezes a solubilidade é baixa!!)
* Conduzem eletricidade em solução ou quando fundidos;
Na(g) + Cl(g) → NaCl(g) Ef
Ef = Energia de formação
A densidade eletrônica fica sobre o átomo mais eletronegativo.
Processos envolvidos:
1º) Arrancar 1 e- do átomo de Na:
Energia de Ionização (EI)
2º) Adicionar 1 e- ao átomo de Cl:
Afinidade eletrônica (AE)
3º) Emparelhar os dois íons para formar um par iônico:
Energia do par iônico (Epar iônico)
R: Ef = - 399 kJ/mol
Exercício 1: Calcule a energia de formação do cloreto de sódio gasoso com base nos dados abaixo:
Na(g) + Cl(g) → NaCl(g) Ef
EI = + 502 kJ/mol
AE = - 349 kJ/mol
Epar iônico = - 552 kJ/mol
Epar iônico q+ . q-
r
onde,
q+ = carga do cátionq- = carga do ânionr = distância internuclear
][104396,1
][103071,2
4
)()(
12
9
12
28
120
21 eVr
Jrr
ezezUCoulomb
Carga dos íons:
Epar iônico (NaCl) < Epar iônico (CaO)
Distância internuclear dos íons:
Epar iônico (LiCl) > Epar iônico (NaCl) > Epar iônico (KCl)
A energia do par iônico depende da:
Para N pares iônicos, devem ser considerados também as forças repulsivas entre íons de mesma carga:
Erepulsiva 1 rn
A energia de ligação do cristal iônico (Erede) é o somatório das energias atrativas e repulsivas.
Erede = é a energia liberada quando 1 mol de pares de
íons, no estado gasoso, se aproximam de uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico.
Epar iônico q+ . q-
r
Erepulsiva 1 rn
NaCl(s)
Na+(g) + Cl-
(g)
NaCl(s) é mais estável do que Na+(g) e Cl-(g).
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) Erede
Ciclo de Born-Haber:
O ciclo de Born-Haber nos auxilia a calcular a energia envolvida na formação de um sólido iônico a partir de seus elementos na forma mais pura.
Em seu estado mais puro:
Sódio: sólido – Na(s)
Cloro: gás – Cl2(g)
Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) Ef
Exercício 2: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a energia de formação do cloreto de sódio sólido com base nos dados abaixo:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) Ef
Esublimação = + 107,32 kJ/mol
Edissociação = + 243,36 kJ/mol
EI = + 496 kJ/mol
AE = - 349 kJ/mol
Erede = - 786 kJ/mol
R: Ef = - 410 kJ/mol
Exercício 3: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a energia de rede do cloreto de cálcio sólido com base nos dados abaixo:
Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s) Ef
Esublimação = + 192 kJ/mol
Edissociação = + 238 kJ/mol
1ª EI = + 590 kJ/mol
2ª EI = + 1146 kJ/mol
AE = - 350 kJ/mol
Ef = - 795 kJ/mol
R: Erede = - 2261 kJ/mol
Exercício 4: A partir dos dados experimentais, monte o ciclo de Born-Haber, diga o que ocorre em cada etapa e calcule a energia de rede:
Na(s) + ½Br2(l) → NaBr(s) Ef
Na(s) + ½Br2(L) NaBr(s) - 360 kJ/mol
Na(s) Na(g) 109 kJ/mol
Br2(L) Br2(g) 31 kJ/mol
Na(g) Na+(g) + 1e- 496 kJ/mol
Br2(g) 2Br(g) 192 kJ/mol
Br(g) + 1 e- Br-(g) - 342,5 kJ/mol
R: Erede = - 734 kJ/mol
Ligações Covalentes:
→ Resultam do compartilhamento de elétrons entre átomos que apresentam pouca ou nenhuma diferença de eletronegatividade (ligação entre não-metais);
→ Há sobreposição de nuvens eletrônicas;
→ As ligações são localizadas (a densidade eletrônica fica entre os átomos).
H + H H2
Ordem de Ligação (OL):
Indica o número de ligações covalentes que unem um par específico de átomos.
OL = 1 H2, F2, NH3, CH4, C2H6
OL = 2 CO2, C2H4
OL = 3 C2H2
Quanto maior a densidade eletrônica entre os átomos (maior compartilhamento), maior é a ordem de ligação.
Ordem de ligação × energia de ligação:
Energia de ligação: é a energia necessária para romper uma ligação química. A quebra de uma ligação é sempre um processo endotérmico.
Quanto maior é a ordem de ligação (maior sobreposição da densidade eletrônica), maior é a quantidade de energia necessária para romper a ligação covalente.
Ordem de ligação × comprimento de ligação:
Quanto maior é a ordem de ligação (maior sobreposição da densidade eletrônica), menor é o comprimento da ligação covalente.
Comprimento de ligação C-C:C2H6 > C2H4 > C2H2
(OL=1) (OL=2) (OL=3)
Raio atômico(pm)
Energia de ligação(kJ/mol)
Ligações Metálicas:
→ Resultam de forças atrativas que mantém metais puros unidos;
→ Metais tem baixo potencial de ionização;
→ São ligações deslocalizadas.
Sólidos Metálicos:
-Bons condutores térmicos;
-Bons condutores elétricos;
-Deformam-se (maleabilidade e ductibilidade);
-Apresentam brilho metálico.
Resistência Mecânica Brilho Metálico
“Teoria da nuvem eletrônica ou “mar de e- livres”.
Os elétrons de valência não estão ligados a um único átomo e estão relativamente livres para se movimentarem por todo o metal.
Os elétrons de valência movem-se livremente pela rede de íons metálicos positivos, explicando a boa condutividade elétrica dos metais.
O “compartilhamento” destes elétrons pelos vários núcleos dos metais é responsável pela forte adesão dos átomos.
A teoria do mar de elétrons explica:
* Condutividade eletrônica
* Cor da maioria dos metais
A teoria do mar de elétrons não explica:
* Capacidade calorífica
* Susceptibilidade magnética
* A cor de metais como cobre e ouro
* A existência de materiais semicondutores e isolantes
“Teoria das bandas de valência”.
Li 2s1 Be 2s2 Diamante Silício
Estados preenchidos
Estados vazios
Banda vazia
Banda preenchida
GapGap
CondutoresGap = 0
IsolantesGap > 3 eV
Semicondutores0 < Gap < 3 eV
Banda de condução vazia
Banda de condução
vaziaBanda vazia
Banda de valência preenchidaBanda de valência
preenchida
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