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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas slide- 1 LIGAÇÕES QUÍMICAS Cap. 8 J.B. Russel Profª. Camila Amorim 1

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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 1

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Cap. 8 – J.B. RusselCap 8 J usse

Profª. Camila

Amorim1

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LIGAÇÕES QUÍMICASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 2

• Definição: forças que unem átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos;

• Forças de interação mais fortes;ç ç ;– Iônicas

Covalentes– Covalentes• A maioria das ligações possui

t í ti i t diá icaracterísticas intermediárias -predominantemente iônicas ou covalentes

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LIGAÇÕES IÔNICASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 3

• Atração eletrostática entre os íons de cargas opostas.

• NaCl – arranjo ordenado em três dimensões dos íons Na+ e Cl-

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ESTRUTURAS DE LEWISQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 4

• Consiste no seu símbolo químico, rodeado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo;

• O símbolo químico numa estrutura de Lewis representa o tronco ou cerne do pátomo;

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ESTRUTURAS DE LEWISQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 5

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ESTRUTURA DE LEWISQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 6

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REGRA DO OCTETOQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 7

• Com exceção ao He todos os átomos dos gases nobres possuem uma camada de valência especialmente estável, ns2np6 ou seja um octeto.

• Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam p q jrodeados por 8 e- de valência;

• CUIDADO ! EXISTEM VÁRIAS EXCEÇÕES ÀCUIDADO ! EXISTEM VÁRIAS EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO.

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Configurações eletrônicas dos íonsQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 8

Quando um átomo de um metal de um grupo

i i l fprincipal forma um cátion, ele perde seus elétrons de valência s eelétrons de valência s e p e adquire a configuração eletrônica g çdo átomo de gás nobre que o precede.

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Configurações eletrônicas dos íonsQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 9

• Quando átomos de não-metais adquirem qelétrons para formas ânions, eles o fazem ,até que seja atingido a configuração g çeletrônica do gás nobre seguinte. g

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ExemplosQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 10

• Escreva a estrutura de Lewis para– cloreto de cálcio,,– sulfeto de potássio,

óxido de alumínio e– óxido de alumínio e – nitreto de bário.

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LIGAÇÕES IÔNICASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 11

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 12

• entre átomos:– iônica

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LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 13

• Todas as reações ocorrem quando os produtos formados são mais estáveis que os reagentes = liberação de energia = decréscimo de entalpia (pressão cte) ∆H<0;

• Entalpia = calor absorvido durante um pprocesso sob pressão constante, é igual ao aumento na energia do sistema menos o gtrabalho∆H = ∆U - w

Profª. Camila

Amorim

∆H ∆U w13

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ENERGIA PARA REAÇÕES QUÍMICAS

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 14

C l i t f id d i t• Calor = energia transferida do sistema para o meio devido apenas à diferença de temperatura entre eles (Ts > To);– flui naturalmente de uma região + quente para uma

+ fria; q• Trabalho = Capacidade de aumentar a energia do• Trabalho = Capacidade de aumentar a energia do

sistema;– w = quantidade de trabalho realizado sobre um

i tsistema;– w<0 = sistema realiza trabalho – Expansão;– w>0 = trabalho é feito sobre o sistema –w>0 trabalho é feito sobre o sistema

Compressão;∆U = q = não há trabalho realizado;U ã há l t f idProfª.

Camila Amorim

∆U = w = não há calor transferido;∆U = q + w = 1ª lei da termodinâmica 14

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Lei de HessQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 15

i ã d l i l• A variação da entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos e independe do númeroreagentes e produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação.ç

• Valores da reação de formação são tabelados e podem ser utilizados para calcular os

l d d õvalores de ∆H de outras reações. • A reação de formação é aquela em que um

l d ú i d t é f d timol de um único produto é formado a partir de seus elementos (não combinados):

C(s) + O (g) → CO (g)Profª. Camila

Amorim

C(s) + O2(g) → CO2(g)15

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LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 16

A i d i i ã• A energia de ionização dos átomos de metal que deve ser fornecida qé parcialmente recuperada pela afinidade eletrônicaafinidade eletrônica dos não-metais.

• A diminuição da çenergia global que leva à formação do sólido iônico deve-se à forteiônico deve se à forte atração entre os cátions e ânions que ocorre no estado sólidoProfª.

Camila Amorim

ocorre no estado sólido16

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Sólidos iônicosQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 17

Ligações iônicas são fortes quantidade• Ligações iônicas são fortes = quantidade razoável de energia deve ser fornecida para quebrar um sólido iônico;para quebrar um sólido iônico;

• Pontos de fusão e calores de fusão l i lrelativamente alto;

• No retículo cristalino os íons estão presos – fracoscondutores de calor econdutores de calor eeletricidade;

Q d f did l ãProfª. Camila

Amorim

• Quando fundidos ou em soluçãoaquosa conduzem;

17

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Por que os sólidos iônicos são quebradiços?

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 18

quebradiços?

Sólidos original: Golpe de martelo: O sólido quebra em arranjo ordenado de cátions e ânions

empurra os íons para posições em que os cátions e os â i

fragmentos –resultados das forças repulsivas

ânions se aproximam

Profª. Camila

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LIGAÇÕES COVALENTESQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 19

• Ocorre quando dois átomos tem a mesma tendência de ganhar e perder elétrons.

• Compartilhamento de e-.

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LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLESQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 20

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LIGAÇÕES COVALENTESQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 21

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LIGAÇÕES COVALENTES MÚLTIPLASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 22

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HÍBRIDO DE RESSONÂNCIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 23

Al ã é í l• Algumas vezes não é possível representar uma partícula com uma única estrutura de L iLewis.

• Molécula de Ozônio O3 = existem duas estruturas contribuintes, ou duas estruturas de ressonância, são duas formas de representar a geometria da molécula = híbrido de ressonância

• Forma intermediária entre as duas formas possíveis

Profª. Camila

Amorim

p23

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HÍBRIDO DE RESSONÂNCIAQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 24

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EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETOQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 25

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ELETRONEGATIVIDADEQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 26

• A atração exercida por um átomo sobre o par de e- na sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva e da distância entre os núcleos e a camada de valência;

• Eletronegatividade = tendência relativa gmostrada por um átomo ligado em atrair o par de e-;p ;

• Determinam o quanto um par é compartilhadoProfª.

Camila Amorim

compartilhado26

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PERIODICIDADE E ELETRONEGATIVIDADE

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 27

A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para direita através de um período na g q p ptabela devido ao aumento na carga nuclear.Elementos de transição – irregularidades resultantes da variação na efetividade da blindagem.Nos grupos a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se tornaNos grupos a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo.

Profª. Camila

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ELETRONEGATIVIDADE E TIPO DE LIGAÇÃO

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 28

LIGAÇÃO

Á idê i• Átomos idênticos possuem a mesma eletronegatividade –eletronegatividade distribuição de cargas na molécula é simétrica –não polar;não-polar;

• Ligação covalente polar = par de e- não épar de e não é compartilhado igualmente;

• HF - F possui uma eletronegatividade maior que o H. – nuvem eletrônica é atraída para oProfª.

Camila Amorim

eletrônica é atraída para o átomos de F. 28

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POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 29

ELETRONEGATIVIDADE

•O grau com que um par é compartilhado depende daO grau com que um par é compartilhado depende da diferença entre as eletronegatividades dos átomos ligados; •Quanto maior a diferença de eletronegatividade mais•Quanto maior a diferença de eletronegatividade mais polar a ligação;

Profª. Camila

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LIGAÇÃO IÔNICA X COVALENTEQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 30

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DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE Δχ e POLARIDADE DAS LIGAÇÕES

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 31

Ç

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ENERGIAS DE LIGAÇÃOQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 32

• Energia necessária para romper uma ligação específica;

• Energia de dissociação –g çgeralmente positiva e expressa como ∆H;p ;

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Energias médias de ligação simplesQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 33

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Energias médias de ligaçãoQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 34

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CICLO DE BORN-HABER: para determinar a energia de ligação

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 35

energia de ligação

Profª. Camila

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BALANÇO DE CARGAS:CARGA FORMAL

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 36

CARGA FORMAL

C át t i t d• Carga que um átomo teria se todos os pares de e- fossem compartilhados por igual = ligações não-polares;g ç p ;1. Escrever a estrutura de Lewis2. Atribuir os e- de valência aos átomos:

a. Atribua ambos os e- de cada par solitário ao seu átomo

b. Dividir cada par compartilhado, atribuindo um e- parab. Dividir cada par compartilhado, atribuindo um e para cada átomo ligado pelo par

• Carga formal = (e- de valência ) átomo isolado – (e-

valência) átomo ligadovalência) átomo ligado• Soma das cargas formais:

– Moléculas = 0Profª. Camila

Amorim

Moléculas 0– Íons = carga do íon 36

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CARGA FORMALQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 37

Fornece uma indicação da extensão da perda ou ganho de e- por um átomo no processo de formação da ligação covalente. As estruturas com as menores cargas formais são as que g qprovavelmente têm as menores energias

Dióxido de carbonoEstruturas mais prováveis de acordo com a carga formal

Monóxido de dinitrogênioMonóxido de dinitrogênio

Profª. Camila

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Repulsão dos Pares EletrônicosQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 38

E t t d L i d d t t• Estrutura de Lewis = cada par de pontos representa o par de e- de valência que ocupa um orbital de cada átomo;A j ét i l ã d d ã• Arranjo geométrico = repulsão dos pares de e- são mínimas;

• Método VSEPR = repulsão entre os pares eletrônicos d d d lê ida camada de valência:– orientação buscando a mínima energia;– magnitude da repulsão depende do compartilhamentomagnitude da repulsão depende do compartilhamento

• dois pares compartilhados = repulsão mais fraca• par solitário e par compartilhado = intermediária;• pares solitários = fortepares solitários forte

– decréscimo com o aumento do ângulo entre os pares• 90 graus = fortes• 120 graus = mais fracasProfª.

Camila Amorim

• 120 graus = mais fracas• 180 graus = extremamente fracas 38

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Método VSEPRQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 39

• Número estérico– sem ligações múltiplas = número total de g ç p

pares eletrônicos (solitários e compartilhados) ao redor do átomo

– com ligações múltiplas = soma do número de átomos ligados a ele mais o número de paresátomos ligados a ele mais o número de pares solitários

• Determinação do número e localização dos• Determinação do número e localização dos pares solitários

Profª. Camila

Amorim39

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Geometria das moléculasQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 40

Profª. Camila

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MÉTODO VSEPRQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 41

• Esquematizar a estrutura de Lewis• Determinar o n. estérico do átomo central• Orientar o par de e- e as ligações

múltiplas nas posições apropriadas ao d d á fi d i i iredor do átomo a fim de minimizar as

repulsões entre eles (vértices das figuras geométricas);geométricas);

• Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura geométrica obtida anteriormentefigura geométrica obtida anteriormente. Vértices sem átomos – pares solitários = menor n de repulsões;Profª.

Camila Amorim

menor n. de repulsões;41

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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 42

Profª. Camila

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 43

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 44

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Estrutura do PCl5QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 45

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Método VSEPRQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 46

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Estrutura do ClF3

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 47

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Estrutura do SF4

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 48

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Estrutura do SF6

QUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 49

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Estrutura do XeF4

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POLARIDADE DAS MOLÉCULASQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 51

Nã l i ã édi d t d• Não polar = posição média de todas as cargas positivas coincide com a posição de todas as cargas negativas;g g ;

• Polar = centros das cargas não se coincidem = existência do dipolosM di l did d i d d• Momento dipolo = medida da magnitude das cargas parciais = μ = unidade = debye (D) μ= e. d e. d– 2 cargas iguais e opostas de grandeza

e,separadas pela distância d,constituem um di l d t di ldipolo e produzem um momento dipolar μ

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Momento dipolar de algumas moléculasQUÍMICA GERAL – Ligações Químicasslide- 54

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• entre átomos:– metálica

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• entre moléculas:– íon – dipolo permanentep p– íon – dipolo induzido

dipolo permanente dipolo permanente– dipolo permanente – dipolo permanente– dipolo permanente – dipolo induzido– dipolo induzido – dipolo induzido

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