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