Aula 4Aula 4Formação de cátions e ânionsFormação de cátions e ânionsFormação de cátions e ânions Formação de cátions e ânions
Ligações químicasLigações químicas
Ións e compostos iônicosIóns e compostos iônicos
• Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem em cátions; íons não metálicos tendem a ganhar transformarem em cátions; íons não-metálicos tendem a ganhar elétrons para formarem ânions.
Previsão das cargas iônicas• O número de elétrons que um átomo perde está relacionado com a
sua posição na tabela periódica.
Ións e compostos iônicosIóns e compostos iônicos
P i ã d iô iPrevisão das cargas iônicas
-
- -
- -
Cátions com alência ariá elCátions com alência ariá elCátions com valência variávelCátions com valência variável
Ligações químicasLigações químicasg ç qg ç q
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um
l ã lmetal para um não-metal.• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos Normalmente encontrada entre elementosentre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.unidos.
Ligação iônicaLigação iônica
Considere a reação entre o sódio e o cloro:Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = -410,9 kJ
Ligação iônicaLigação iônica
• A reação é violentamente exotérmica.• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o
constituem. Por quê?• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro
ganhou o elétron para se transformar em Cl−. Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl− tem a configuração do Arconfiguração eletrônica do Ne e o Cl tem a configuração do Ar.
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm umocteto de elétrons circundando o íon centralocteto de elétrons circundando o íon central.
Ligação iônicaLigação iônica
• Por que formam-se os sais?• O ciclo de Born-Haber – contabilização das energias envolvidas na
formação de sais.
(1)Vaporização do Li 155 kJ
(2)Energia de Ligação do F2 77,5 kJ
(3)Potencial de Ionização do Li 520 kJ
(4)Afinidade Eletrônica do F ‐328 kJ
(5)Energia de Rede Cristalina do LIF ‐1030 kJ
Total ‐605 5 kJTotal ‐605,5 kJ
Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
Ligação iônicaLigação iônica
Ligação covalenteLigação covalente
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder h lét f t tou ganhar um elétron para formar um octeto.
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octetoelétrons para que cada um atinja o octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.• Por exemplo: H + H → H tem elétrons em uma linha conectando• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando
os dois núcleos de H.
Ligação covalenteLigação covalente
Formação do HFormação do H22çç 22
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividade
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão g g ç q
localizados mais próximos a um átomo do que a outro.• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polarespolares.
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade
El t ti id d
eletronegatividadeeletronegatividade
Eletronegatividade• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
i t lé lpara si em certa molécula .• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7
(Cs) a 4 0 (F)(Cs) a 4,0 (F).• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e• ao logo de um período e• ao descermos em um grupo.
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividade
EletronegatividadeEletronegatividade
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade
El t ti id d
eletronegatividadeeletronegatividade
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam emas diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétronsigual ou quase igual);
dif d l t ti id d ó i 2 lt• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam emligações covalentes polares (compartilhamento de elétronsdesigual);g )
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam emligações iônicas (transferência de elétrons).
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade
El t ti id d
eletronegatividadeeletronegatividade
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade
M t d di l
eletronegatividadeeletronegatividade
Momentos de dipolo• Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da moléculaUma vez que há duas extremidades diferentes da molécula,
chamamos o HF de um dipolo.• O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo:
d é l d i i i d li ã
r×= δμ
δonde é o valor das cargas parciais e r o comprimento da ligação.• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).• 1D = 3 34x10-30 C m
δ
• 1D = 3,34x10 30 C.m
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis
Estruturas de ressonância• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação
dupla e uma simples A estrutura de ressonância tem duas ligaçõesdupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligaçõesidênticas de caráter intermediário.
O OO
OO
OO
O
• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO4
2-, NO2 e benzeno.
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis
Ressonância no benzeno• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel
hexagonal Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos dehexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos deC e um átomo de hidrogênio.
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de CC.
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações p q g çC-C têm o mesmo comprimento.
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
A ordem de ligaçãoA ordem de ligaçãoA ordem de ligaçãoA ordem de ligação
Espectrofotometria de Espectrofotometria de ppInfravermelhoInfravermelho
Espectrofotometria de Espectrofotometria de ppInfravermelhoInfravermelho
Espectrofotometria de Espectrofotometria de InfravermelhoInfravermelhoInfravermelhoInfravermelho