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Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza

Departamento de Química Disciplina: Química Geral

Ligações Químicas

Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira Professora: Liliana Lira Pontes

Semestre 2012.1

Ligações Químicas União entre os átomos

Ocorre entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia que a energia total dos átomos separados.

transferência completa de um ou mais elétrons – formação de íons e do

composto iônico

Ligação Iônica

compartilhamento de elétrons, união dos átomos

Ligação Covalente - moléculas

Abaixamento de energia

Mudança de energia – posição dos elétrons de valência

Ligação metálica

Muitos cátions são mantidos juntos por um

grande número de elétrons

Átomos formam íons para atingir a configuração de um gás nobre- Regra do octeto – os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até que existam oito elétrons em sua camada de valência; Elementos metálicos do bloco s perdem elétrons – cátion;

Elementos do bloco p e d, (alumínio(Al) e Ferro(Fe)), podem perder vários elétrons para formar os cátions;

Os não-metais raramente perdem elétrons – EI elevada – recebem elétrons;

Ligações Químicas

Ligações Iônicas

Elétrons são transferidos da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro.

O átomo que perde elétrons - íon positivo (cátion) e o que ganha elétrons (ânion) Ex: LiF

Ex: Li 1s2 2s1 Li+ (1s2) + e- F (1s2 2s2 2p5) + e- F- (1s2 2s2 2p6)

Li+ + F- LiF formação do composto iônico

Ligações Iônicas

A Formação das Ligações Iônicas Ex: NaCl

Dois átomos : Na (g) Na+ (g) + e-

Energia de ionização = 494 kJ.mol-1

Energia requerida

Cl (g) + e- Cl- (g)

Afinidade eletrônica = 349 kJ.mol-1

Energia liberada

Mudança de energia = 494 – 349 = +145 kJ.mol-1

Não há razão para se formar NaCl!

Forte contribuição da atração Coulômbica (eletrostática) entre os íons de cargas opostas no sólido

(3s1)

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Ligações Iônicas

Íons sódio e cloro se juntam para formar o sólido, sua atração mútua libera grande quantidade de energia;

Na+ (g) + Cl- (g)

NaCl (s)

Energia liberada = 787 kJ.mol-1

Mudança de energia líquida no processo global

Na (g) + Cl (g)

NaCl (s)

145 -787 = -642 kJ.mol-1

(decréscimo de energia)

Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions empacotados m um arranjo regular.

Ligações Iônicas e a Energia Reticular

Energia (ou entalpia) de rede (energia reticular): permite que compostos iônicos se formem. Estabilidade do composto.

Energia necessária para vaporizar um sólido.

Na+ (g) + Cl- (g)

NaCl (s) Energia reticular U= 787 kJ.mol-1

1 mol de NaCl

(sólido cristalino)

1 mol de Na+ + 1 mol de Cl-

(íons oriundos do NaCl)

O mol é a unidade do SI para

quantidade de substância. Essa

quantidade não se refere à massa

ou volume da amostra, mas ao

número de átomos, moléculas ,

presentes na amostra.

Energia Reticular

Endotérmicas e sinal positivo, expressas em ∆H (∆HL) ∆HL = Hm (íons,g) – Hm(sólido) Depende do tamanho do íon e da sua carga ; menor íon, maior energia reticular. Não pode ser medida diretamente, mas podemos calcular de maneira indireta.

Retículo cristalino

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Cálculo da energia reticular

Ciclo de Born – Haber ( Lei de Hess (∆H ))

Lei de Hess: O valor de ∆Ho para qualquer reação que

pode ser escrita em etapas é igual à soma dos valores de

∆Ho de cada uma das etapas

Mostra todos os passos que contribuem para a energia

total da reação de formação do composto iônico.

Ciclo de Born – Haber

Caminho fechado de etapas, uma das quais é a formação de uma rede sólida a partir de íons na fase gás.

A variação de entalpia dessa etapa é o inverso da entalpia de rede. (etapa desconhecida e tem valor negativo)

A soma das variações de entalpia para o ciclo completo é 0.

Ciclo de Born-Haber

Ciclo de Born-Haber

Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s)

Hf = -411,3 kJ mol-1

(1) Na(s) Na(g) 107,8 kJmol-1

(2) 1/2 Cl2(g) Cl(g) 121,3 kJ mol-1

(3) Na(g) Na+(g) + e- 495,4 kJ mol-1

(4) Cl(g) + e- Cl-(g)

-348,8 kJmol-1

(5) Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)

H = ?

H1 + H2 + H3 + H4 + H5 = Hf

H5 = -787 kJ/mol

Urede ou HL = + 787 kJ/mol

Urede ou HL = - H5

Ionização

Ato

miz

ação

Valor da

combinação direta

dos elementos

livres

Ex: KCl

H1sub + H2dis + HEi+ H4AE - (- Hf ) - HL =0

H1sub + H2dis + HEi+ H4AE + Hf = HL

HL = ?

A soma das variações de entalpia para o ciclo completo é 0.

Lembrando:

HL = 89 + 122 + 418 + (-349) +437 = + 717 kJ. mol-1

Ciclo de Born-Haber

Ciclo de Born-Haber

EX: MgBr2

Energia de rede?

Ligação Covalente

Ligação covalente – diminuição de energia é dada pelo compartilhamento de elétrons.

Elementos não-metálicos se combinam para formar moléculas (ligação covalente).

H2, N2, O2, F2 e as espécies poliatômicas P4 e S8.

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Ligação Covalente

Molécula de H2

cada um dos átomos de hidrogênio, na molécula H2 realiza o compartilhamento dos dois elétrons.

Símbolo de Lewis

Gilbert Lewis 1916

“Os átomos formam ligações através do compartilhamento de

pares de elétrons entre eles”

Inventou uma forma de mostrar os elétrons de valência quando os átomos formam ligações químicas.

Representou cada elétron de valência como um ponto e arranjou-os em torno do símbolo do elemento.

H

Compostos Iônicos

Estrutura de Lewis

Ligação no H2: H + H H H

Ligação no F2: F + F F F ou F-F

Par ligante Elétrons não envolvidos na ligação: pares isolados ou não-ligantes

Ligação Covalente

H - H

Estrutura de Lewis

Estrutura de Lewis e a Ligação Covalente

A estrutura de Lewis de uma molécula

representa os átomos por seus símbolos

químicos, as ligações covalentes por linhas e os

pares isolados por pares de pontos.

Ajuda no entendimento das propriedades das

moléculas, incluindo suas formas e suas possíveis

reações.

Um par de elétrons emparelhado é chamado de

ligação simples.

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Ligação Covalente

Distância média entre os dois núcleos – comprimento de ligação ou distância de ligação

A quantidade de energia necessária para quebrar a ligação – energia de ligação

H2

Ordem de Ligação Lewis – descreve a maneira como os átomos compartilham os elétrons nas ligações químicas;

Ordem de ligação

comprimento da ligação e energia de ligação

Número de pares de elétrons compartilhados entre os átomos.

Medida da intensidade da densidade e- na ligação.

Quanto a densidade e- mais firmemente os núcleos estão unidos.

Ordem de Ligação

Tabela 8.3

Ordem de Ligação

O.L. 1

2

3

Como desenhar a estrutura de Lewis ?

CO2

O C O C ( G4= 4e-) 1x4 = 4e-

O( G6 = 6e-) 2 x 6 = 12e-

16e-

NH4+ ? BF3 ? HClO3 ?

IF4 - ?

Como desenhar

a estrutura de Lewis ?

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Estrutura de Lewis e a Regra do Octeto Estrutura de Lewis deveria mostrar que a regra do Octeto é obedecida.

CO2, Cl2 , N2...

Há algumas moléculas e íons onde a regra não é obedecida ou inadequada

Ex: PCl5

Exceto 2o período, Ex: carbono(C) e o nitrogênio (N) – muitos não metais podem ter mais que 8 e-

Outras poucas moléculas podem se comportar como tendo menos que oito e-

H2 - os elétrons são igualmente partilhados pelos dois núcleos.

HCl ou HF- Os elétrons passam mais tempo na vizinhança de um dos átomos.

Ligação covalente polar - +

Eletronegatividade Medida da capacidade de um átomo atrair para si os elétrons partilhados numa ligação.

Eletronegatividade

Ligações Iônicas e Covalentes Ligação Iônica

Diferença de eletronegatividade é muito grande. O átomo mais eletronegativo controla os e-

Não há diferença de eletronegatividade

Cs+ [ : F : ] . .

. . -

H2, Cl2, O2, N2

Ligação Covalente Apolar Ligação Covalente Polar

Grau de polaridade de uma ligação (quantidade

do caráter iônico) – Ligação torna-se mais de

50% iônica quando a diferença de

eletronegatividade exceder 1,7.

Ligações Iônicas e Covalentes

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Previsão do caráter da ligação

Se EN < 1,7 a ligação é covalente polar;

Se EN ~ 1,7 tem 50 % de caráter iônico;

Se EN> 1,7então a ligação é predominantemente iônica;

Se EN = 0, a ligação é covalente apolar (0% de caráter iônico).

1,0 2,9

2,1

Propriedades de compostos covalentes e iônicos

Compostos covalentes: geralmente gases, líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão.

CO2 H2O

Sacarose

Propriedades de compostos covalentes e iônicos

Compostos iônicos: sólidos de ponto de fusão elevado

Propriedade NaCl CCl4

Aspecto sólido branco líquido incolor

T fusão/ °C 801 - 23

T ebulição/ °C 1413 76.5

solubilidade em H2O elevada bastante baixa

Condutividade elétrica

sólido mau mau

fundido bom mau

Ligação Covalente Normal e Coordenada

Para reconhecer a proveniência dos elétrons na estrutura de Lewis, geralmente usa-se “o” ou “X” no lugar dos pontos.

NH3

ligação covalente normal

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Íon amônio NH4+ - ligação covalente coordenada

Carga Formal

Carga que um átomo teria se todos os pares de

elétrons fossem compartilhados por igual

(covalente apolar), Carga aparente.

A determinação das cargas elétricas de átomos ligados é muito difícil.

Métodos aproximados carga formal e número de oxidação

Ex: H2SO4

Carga formal=(No de e- na camada de val. átomo isolado) – ( No de ligações do átomo) + No de e- não-compartilhado

Cálculo da carga formal sobre um átomo

Para o Hidrogênio (H) H = 1-(1+0) = 0

Para o Oxigênio (O) 1- ligados ao hidrogênio

O = 6-(2+4) = 0

2- aqueles não ligados ao hidrogênio

Para o enxofre (S) S = 6 – (4+0) = +2

Carga Formal

Para o Oxigênio (O)

(a) ligados ao hidrogênio O = 6-(2+4) = 0

(b) aqueles não ligados ao hidrogênio O = 6-(1+6) = -1

Para moléculas neutras a soma das cargas formais tem de ser zero. Para íons a soma tem de igualar a carga do íon. Estruturas de Lewis com menores cargas formais são mais prováveis.

Carga Formal Exemplo: O íon sulfato, SO42- ocorre em vários

minerais importantes,como por exemplo o

gesso (CaSO4. 2H2O). Calcule a carga formal

nas três estruturas.

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