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LIGALIGA ÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
ÍÍ ONSONS
Átomos podem ceder ou receber elétrons e com isso perder a eletroneutralidade.
Potencial de ionização: energia necessária para remover um elétron de um átomo.
Metais têm potencial de ionização baixos →→→→ formam cátions
Eletroafinidade: energia liberada quando um elétron écapturado por um átomo.
Não metais têm eletroafinidade alta →→→→ formam ânions
Ligação Iônica
� É a ligação que ocorre entre íons, positivos
(cátions) e negativos (ânions), e é caracterizada pela
existência de forças de atração eletrostática entre estes
íons.
� Neste tipo de ligação ocorre a transferência de 1 ou
mais elétrons de um átomo para outro.
�������� LigaLigaçção entre o são entre o sóódio (metal) e o cloro (ametal):dio (metal) e o cloro (ametal):
1111Na Na -- 2 2 -- 8 8 –– 1 (tende a ceder um el1 (tende a ceder um eléétron)tron)
1717Cl Cl -- 2 2 -- 8 8 –– 7 (tende a receber um el7 (tende a receber um eléétron)tron)
LIGALIGALIGALIGAÇÇÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICAÃO IÔNICAÃO IÔNICA
11Na 1s2 2s2 2p6
K - 2 L - 8 M - 1
17Cl 2s2 2p6 3s21s2 3p5
K - 2 L - 8 M - 7
Ambos adquirem a estabilidade, pois ficam com 8 elétrons na última camada. .
Transferência de 1 elétronē3s3s11
(3s2 3p6)(3s(3s00))
� O elétron 3s1 do átomo sódio transfere para o orbital
3p5, semi-cheio no átomo de cloro, para formar um
íon sódio positivo e um íon cloro negativo.
� Como resultado forma o composto cloreto de sódio ,
uma vez que os íons Na+ e Cl- se atraem fortemente
porque têm cargas opostas.
� A força que mantém juntos os íons de cargas opostas
é uma ligação iônica.
Na x + Clooo
oo
oo
Na[ ]+ +oo
oo
oooCl[ ] -x
[Na]+ [Cl]-
NaCl
A formação do cloreto de sódio é representada da seguinte forma:
Estrutura unitária ou mínima
Fórmula de Lewis
Fórmula iônica - Na +Cl-
� O cloreto de sódio, assim como todas as substâncias
iônicas, se mantém coeso pela atração entre cargas
positivas e negativas .
� Uma ligação iônica é a atração entre íons de cargas
opostas e são formadas toda vez que um ou mais
elétrons são transferidos de um átomo para outro .
� Os metais , que exercem uma atração relativamente
fraca sobre seus elétrons de valência, tendem a formar
ligações iônicas quando se combinam com não metais .
� É importante reconhecer que substâncias com
ligações iônicas não existem como moléculas.
� No cloreto de sódio, por exemplo, a ligação não
existe apenas entre um íon sódio e um íon
cloreto.
� Cada íons sódio no cristal atrai seis íons
cloreto, negativos, mais próximos e vice-versa.
Cristal de cloreto de sódio
�������� LigaLigaçção entre o cão entre o cáálcio (metal) e o cloro (ametal)lcio (metal) e o cloro (ametal)
2020Ca Ca -- 2 2 -- 8 8 -- 8 8 -- 2 ( tende a ceder 2 el2 ( tende a ceder 2 eléétrons)trons)
1717Cl Cl -- 2 2 -- 8 8 -- 7 (tende a receber um el7 (tende a receber um eléétron)tron)
x + [ ] -xCa
oo
oo
ooo Cl
oo
oo
ooo Cl
Ca[ ] 2+ + 2 xoo
oo
ooo Cl
CaCl 2O Ca é bivalente.
MMéétodo Prtodo Práático para Escrever a Ftico para Escrever a Fóórmula de um rmula de um
Composto Iônico:Composto Iônico:
[ CÁTION ] [ ÂNION ]x+ y-
xy
A+X + B –Y AYBX
Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos AlumAlumíínio (Al) e Oxigênio (O).nio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2 Al (3A) : 2 –– 8 8 -- 3 / O (6A): 2 3 / O (6A): 2 –– 8 8 -- 66
[ Al ]3+
[ O ]2-
2 3
FFóórmula do composto iônico: Alrmula do composto iônico: Al22OO33
Valência – ou poder de combinação de um átomo é o número de ligações que ele deve fazer para alcançar a estabilidade.
-1-
-2-
-3-
+ 4, - 4-
+3
+2
+1
Carga dos íons
Perde, recebe ou Compartilha 4 e-
IVA
Família Comportamento
IA Perde 1 e-
IIA Perde 2 e-
IIIA Perde 3 e-
VA Recebe 3 e-
Compartilha 3 e-
VIA Recebe 2 e-
Compartilha 2 e-
VIIA e o H Recebe 1 e-
Compartilha 1 e-
ValênciasValências
H
Íons polinucleares ou íons compostos
� São íons originados a partir de dois ou mais átomos e que por isso apresentam dois ou mais núcleos.
Ex: HPO3-2; NH4
-, SO4-2, BO3
-3, entre outros.
� Em todo o composto iônico, qualquer que seja o tipo dos íons que o constituem, a soma das cargas positivas deve neutralizar a das negativas.
Ex. Ba2+ e NO2- → Como a carga do cátion é o dobro da
do ânion, são necessários 2 íons NO2- para neutralizar 1
íon Ba2+ . Portanto, a fórmula unitária do composto por eles formado será Ba(NO2)2
CaracterCaracter íísticas dos Compostos sticas dos Compostos IônicosIônicos ::
�� São sólidos nas condições ambiente;
� Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
� Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.
LigaLiga çção Covalente ou ão Covalente ou MolecularMolecular
•• CaracterizaCaracteriza --se pelo compartilhamento se pelo compartilhamento
(emparelhamento) de el(emparelhamento) de el éétrons. trons.
•• Ocorre normalmente entre:Ocorre normalmente entre:
AMETAL e AMETAL ou AMETAL e AMETAL ou
AMETAL e HIDROGÊNIOAMETAL e HIDROGÊNIO
LIGAÇÃO COVALENTE
� É o compartilhamento de elétrons entre átomos, afim
de adquirirem uma configuração estável .
� Através de métodos de mecânica quântica, é possível
concluir que a densidade eletrônica concentra-se
entre os núcleos dos átomos, devido às atrações
entre os núcleos e os elétrons . Com isso o balanço
de interações eletrostáticas é de atração, mantendo os
dois átomos da ligação unidos.
LigaLiga çção covalente simplesão covalente simples
� É a ligação que ocorre entre dois átomos
através do compartilhamento de um ou
mais pares de elétrons , sendo que cada
elétron provém de um dos átomos.
LIGAÇÃO COVALENTE
� Estrutura de Lewis - os pares de elétrons compartilhados são representados por um traço entre os átomos da ligação, e os pares de elétrons não compartilhados como pares de pontos.
Exemplos:
1- Ligação química entre 2 átomos de cloro
17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)
ooo
ooo
oClxClx
xxxxx ClCl
Fórmula eletrônica ou de Lewis
Fórmula estrutural plana
Fórmula molecular
Cl2
Ligações covalente múltiplas
� Numa ligação covalente múltipla, dois
átomos se ligam através do
compartilhamento de dois ou três pares
de elétrons , sendo cada par formado por
um elétron de cada átomo.
Ligações covalente múltiplas
� Ligações duplas : dois pares de elétrons compartilhados.
� Ligações triplas : três pares de elétrons compartilhados.
� Como regra, à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta, a distância entre os átomos ligados diminui.
2 2 -- LigaLigaçção quão quíímica entre os mica entre os áátomos de carbono e oxigênio tomos de carbono e oxigênio
66C : 2 C : 2 -- 4 ( tende a receber 4e4 ( tende a receber 4e--))
88O : 2 O : 2 -- 6 (tende a receber 2e6 (tende a receber 2e--))
OCOoo
xx O
x
xx
xxo
xoCx x
x xO
FFóórmula rmula eletrônica ou eletrônica ou de Lewisde Lewis
FFóórmula rmula estrutural estrutural planaplana
FFóórmula rmula molecularmolecular
CO2
LigaLiga çção Covalente Dativa ou ão Covalente Dativa ou CoordenadaCoordenada
• É a ligação que une dois átomos através de um ou mais
pares de elétrons provenientes de apenas um desses
átomos.
• Nesse tipo de ligação, apenas um dos átomos já apresentava
anteriormente a estabilidade.
Ou seja,
• Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu a
estabilidade e dispõe de um par eletrônico livre que pode ser
“emprestado” para outro átomo.
Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural
Principais características dos compostos moleculares:
� Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;
� Possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos;
� Não conduzem corrente elétrica (com algumas exceções.
Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água).
LigaLiga çções covalentes e a tabela ões covalentes e a tabela periperi óódicadica
� A ligação covalente ocorre entre átomos de
elementos dos grupos 14 (IVA), que têm quatro
elétrons na última camada, até 17 (VIIA), que
apresentam sete elétrons na última camada.
� Além desses, também o hidrogênio e o boro
participam de ligações covalentes.
Substâncias moleculares e Substâncias moleculares e iônicas.iônicas.
� Quando uma substância possui somente ligações
covalentes entre seus átomos, é chamada substância
molecular.
� A menor partícula dessa substância se chama molécula.
� O ácido sulfúrico é constituído apenas por ligações
covalentes e, portanto, é um composto molecular –
H2SO4.
� Quando um composto tiver uma ou mais ligações iônicas, é considerado uma substância iônica, mesmo que apresente várias ligações covalentes .
� Ex: H3O+, NaNO3, entre outros.
Substâncias moleculares e Substâncias moleculares e iônicas.iônicas.
ELETRONEGATIVIDADEELETRONEGATIVIDADE
� É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.
� Grandeza usada para estimar se determinada ligação será covalente apolar, covalente polar ou iônica .
� Linus Pauling, desenvolveu uma escala de eletronegatividade baseada em dados termodinâmicos, que não possuem unidades.
� Esta escala varia no intervalo de 0,7 a 4,0.
Elementos quElementos qu íímicos e micos e eletronegatividadeeletronegatividade
� O flúor, é o elemento mais eletronegativo →
eletronegatividade 4,0.
� O elemento menos eletronegativo, o césio →
eletronegatividade 0,7.
Tabela periTabela peri óódica e dica e eletronegatividadeeletronegatividade
EletronegatividadeEletronegatividade atômica e atômica e polaridade molecularpolaridade molecular
� Ligação covalente apolar é aquela que não
constitui dipolo elétrico. Neste caso, as
eletronegatividades dos átomos ligados são
iguais . Ex. H - H
� Ligação covalente polar é aquela que constitui um
dipolo elétrico. Forma-se quando as
eletronegatividades dos elementos ligados são
diferentes. Ex. H - Cl
� O conceito de polaridade de ligação ajuda a
descrever o compartilhamento de elétrons entre os
átomos.
� Ligação covalente apolar é aquela na qual os
elétrons estão igualmente compartilhados entre
dois átomos.
� Ligação covalente polar é quando um dos átomos
exerce maior atração pelos elétrons ligantes do que
o outro – são compartilhados desigualmente .
LigaLiga çção entre H ão entre H –– Cl Cl
� O cloro é mais eletronegativo e portanto, exerce maior
atração sobre os elétrons do que o hidrogênio .
� Como resultado, o par de elétrons é deslocado em
direção ao átomo de cloro , dando a ele uma carga
parcial negativa e deixando o átomo de H com uma
carga parcial positiva .
� O elétron não foi transferido totalmente – não ocorre a
formação de íons ���� a molécula de HCl é eletricamente
neutra.
Cargas parciais (δ )
� As cargas parciais são representadas pela letra
grega delta (δ).
� Carga parcial positiva → δ+
� Carga parcial negativa → δ-
� A medida que a diferença de eletronegatividade
aumenta, a polaridade da ligação aumenta.
DeterminaDetermina çção do Carão do Car ááter de uma ter de uma LigaLiga ççãoão
Pode-se determinar o tipo de ligação através do cál culo da diferença de eletronegatividade ( ∆∆∆∆E):
Ligação Covalente ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆E < 1,7
Se a diferença for menor que 1,5 , a ligação é fortemente covalente
Ligação Iônica ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆E > 1,7 a 1,9 - a ligação será mais iônica do que covalente.
Se a diferença for maior que 2,0 , a ligação é fortemente iônica.
� Exemplos:
� HBr → ∆∆∆∆E = 2,8 - 2,1 = 0,7 - Ligação Covalente
� NaCl → ∆∆∆∆E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica
CompostoF2 HCl LiF
Diferença deeletronegatividade
4,0 – 4,0 = 0 3,0 – 2,1 = 0,9 4,0 – 1,0 = 3,0
Tipo de ligação Covalente apolar Covalente polar Iônica
O caráter iônico ou polaridade de uma ligação aumenta
quanto maior for o deslocamento dos elétrons que dela
participam, ou seja, quanto maior for a diferença de
eletronegatividade entre dois átomos por ela unidos.
Algumas moléculas são apolares apesar de conterem
ligações polares , em função da sua forma ou geometria
estrutural.
Ex. CO2, CH4, entre outras.
� O valor ∆∆∆∆ = 1,7 a 1,9 adotado como parâmetro para prever o tipo de ligação que se estabelece, não é um critério rigoroso, apresenta exceções.
Ex. a diferença de eletronegatividade nos compostos NaH e LiHé menor que 1,7 e, no entanto, esses compostos são iônicos, como revelado por suas propriedades.
Ex. A diferença de eletronegatividade na substância HF é de 1,9, no entanto esse composto é covalente, como mostram suas propriedades.
Ex. A diferença de eletronegatividade no composto SiO2 éexatamente 1,7, o que deixaria essa ligação no limite entre iônica e covalente. Mas a ligação é covalente.