Disciplina- Qumica GeralProf Maria LuizaLigaes Qumicas:Ligao inica

As substncias qumicas so formadas por tomos de elementos qumicos unidos por ligaes qumicas. Condutividade

Dureza

Ponto de fuso e ebulioLIGAES QUMICAS

Uma ligao qumica forma-se entre dois tomos se o arranjo resultante tem energia mais baixa que a energia total dos tomos separados.As ligaes qumicas formam-se para aumentar a estabilidade dos tomosLIGAES QUMICAS

Como reconhecer o aumento de estabilidade?

Ligao inicaEnergia de ionizao baixaValor de afinidade eletrnicanegativoEltrons so transferidos de um tomo para outro dando origem a ons de carga contrria que se atraem.O processo pode ser representado por:Par inico

Ligao inicaEstrutura de Lewis para o on sdioEstrutura de Lewis para o cloro1s2 2s2 2p6 3s01s2 2s2 2p6 3s2 3p6 -

Como determinar a frmula inica?[C]x+[A] y-ctionnion das cargas = zeroCyAxyxy . (x+) = xyx . (y-) = -xy xy + (-xy) = 0

MetalNo-metaleltronNo espontneo!!!

EtapaProcessoH, kJ.mol-11Na Na+ + e-+ 495 (energia absorvida)2Cl + e- Cl-- 348 (energia liberada)

A converso de um mol de Na e Cl em um mol de pares inicos NaCl energeticamente favorvel. Energia lquida= -302 kJ.mol-1

EtapaProcessoH, kJ. mol-11Na Na+ + e-+ 495 (energia absorvida)2Cl + e- Cl--348 (energia liberada)3Na+ + Cl- Na+Cl-(formao do par inico)-449 (energia liberada)

EtapaProcesso H, kJ.mol-11Na(s) Na(g)+ 108 (energia absorvida)21/2Cl2(g) Cl(g)+121 (energia absorvida)3Na(g) Na+(g) + e-+495 (energia absorvida)4e- + Cl(g) Cl-(g)-348 (energia liberada)5Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)-787 (energia liberada)TotalNa(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s)-441 (energia lquida liberada)

H1 + H2 + H3 + H4 + H5 = HtotalH5 = -787 kJ/mol (energia de rede ou reticular)

Considere os dados termodinmicos abaixo e calcule, usando o ciclo de Born-Haber, o valor de Eret para o cloreto de prata (AgCl) a 298 K.

Hof (AgCl) = -127 kJ/molHosub (Ag) = +285 kJ/molEdis (Cl2) = +240 kJ/molHPI (Ag) = +731 kJ/molHAE (Cl) = -349 kJ/mol

Sabendo que o Eret para o sal AgBr igual a -981 kJ/mol, diga qual composto inico forma o retculo mais estvel, AgCl ou AgBr?

Dissoluo de um slido em gua .Exemplo: NaCl em gua

Disciplina- Qumica GeralProf Maria LuizaLigaes Qumicas:Ligao Covalente

*

Definio: tendncia relativa mostrada por um tomo na ligao em atrair o par de eltronsEletronegatividade Afinidade eletrnica

Ligao covalente no-polar ou apolarLigao covalente polar

o mtodo para determinao da orientao mais estvel dos pares eletrnicos ao redor de um tomo central numa molcula, determinando assim a geometria da molcula.

So foras que mantm as molculas unidas, explicando as propriedades macroscpicas das substncias, sendo tambm responsveis pela existncia dos 3 estados fsicos da matria.

Interaes fracas que mantm as molculas polares unidas.Interaes Dipolo-DipoloEx: HCl

Ligaes de HidrognioTOMO DE HIDROGNIO LIGADO A ELEMENTOS FORTEMENTE ELETRONEGATIVOSF, O, NEx: H2O

Interaes de Van der Waals (ou London) ou foras de disperso de LondonInteraes muito fracas que mantm as molculas apolares unidas.Exemplo H2, F2, Cl2, O2, CO2, CCl4, etc.

*Foram desenvolvidas duas teorias distintas para explicar a diminuio de energia que acompanha a formao da ligao covalente:

Descreve a formao de pares de eltrons de valncia compartilhados atravs dos orbitais atmicos, sem perda das caractersticas individuais destes.

Consegue explicar as ligaes e geometria molecular de uma grande quantidade de compostos, mas no oferece informao quantitativa dos estados de energia das molculas.

*Quando a nuvem eletrnica do par de eltrons compartilhado, est centrada e simtrica ao redor do eixo de ligao, ela dita ligao s (sigma).Quando orbitais p se sobrepe lado a lado, haver um aumento da densidade eletrnica em duas regies que esto de lados opostos ao eixo da ligao.Quando os orbitais p (pz e py) se sobrepe lado a lado.Ligao p

Orbitais HbridosCada orbital corresponde a uma soluo, funo da equao de onda de Schrdinger. Como a equao de onda diferencial, qualquer soluo pode ser combinada matematicamente para formar um novo conjunto de funes de onda que so tambm solues.

ORBITAIS ATMICOS

ORBITAL MOLECULAR

s-s

(sigma)

s-px

(sigma)

px-px

(sigma)

py-py

(pi)

pz-pZ

(pi)

ORBITAIS HBRIDOS

GEOMETRIA

EXEMPLOS

sp

Linear

BeF2, CdBr2, HgCl2

sp

Plana Trigonal

BeF3, B(CH3)3, GaI3

sp

Tetradrico

TiCl4, CCl4,

SiF4, CH4

spd ou dsp

Bipirmide

Trigonal

PCl5, MoCl5, TaCl5

spd ou dsp

Octadrica

SF6, SeF-6, CrCl6- 3

sp1s2Ex: Orbital s-pCH4

Os orbitais atmicos, originalmente no ligados, so substitudos por um novo conjunto de nveis energticos na molcula, chamado Orbitais Moleculares e o preenchimento destes determinam as propriedades da molcula resultante.Esta teoria oferece com clareza informaes quantitativas dos estados de energia das molculas. A grande diferena entre a TLV a maneira com que descreve o processo de formao da Ligao Covalente.

Os orbitais moleculares so sempre formados pela combinao de orbitais atmicos: Quando os orbitais atmicos interferem construtivamente, formam-se os orbitais ligantes. Quando interferem destrutivamente, formam orbitais antiligantes. N orbitais atmicos combinam-se para dar N orbitais moleculares.

Preenchimento dos eltrons nos orbitais molecularesOs eltrons so acomodados inicialmente no orbital molecular de mais baixa energia e, depois, sucessivamente, nos nveis de energia mais alta.2. De acordo com o Princpio da Excluso de Pauli, cada orbital molecular pode acomodar at dois eltrons. Se dois eltrons esto no mesmo orbital, eles esto emparelhados.3. Se mais de um orbital molecular de mesma energia tiver disponvel, os eltrons os ocupam um a um, adotando spins paralelos ( Regra de Hund).

Diagrama de Energia dos Orbitais Moleculares: Ordem de Ligao:

Quanto maior a OL, mais estvel a molcula ou o on. OL = 0 implica que existe um nmero igual de eltrons nos OM ligantes e anti-ligantes. OL > 0 implica que h mais eltrons em orbitais moleculares ligantes.

*