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Ligações Químicas Salvador, 2018 Prof: Ana Luisa Costa Química Geral I Modificado da prof. Gabriela Deiró Ligação Química Forças que unem dois átomos formando moléculas. Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência com oito elétrons, alcançando a estabilidade. Ns²np6 Ligação Química Forças que unem dois átomos formando moléculas. Ligação Química Como reconhecer o aumento de estabilidade de um sistema? O aumento de estabilidade de um processo é seguido por uma liberação de energia. Um processo é dito energeticamente favorável quando vem acompanhado por uma liberação de energia (∆H<0) Ligação Química Forças que unem dois átomos formando moléculas. AS ESTRUTURAS DE LEWIS Consiste no seu símbolo químico rodeado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo Na . Cl●● ●● ● ● ● 1s2 2s2 2p6 3s1 Camada de valência 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Camada de valência AS ESTRUTURAS DE LEWISÍons Monoatômicos ✓ Os átomos tendem a seguir a regra do octeto; ✓ Após a ligação os átomos adquirem configuração igual ao gás nobre precedente na tabela periódica; ✓ Os não metais tendem a ganhar elétrons, formando ânions; ✓ Os metais tendem a perder elétrons, formando cátions. Configuração do argônio Cl- e Ar são isoeletrônico s! AS ESTRUTURAS DE LEWISÍons Monoatômicos Configuração do neônio Na+ e Ne são isoeletrônico s! Ligações Iônicas ➢ Envolve a transferência de elétrons; ➢ Átomos com baixa energia de ionização e átomos com elevada afinidade eletrônica; ➢ Ocorre entre metais e ametais ou metais e hidrogênio. ➢ Original compostos iônicos. M é um metal Energia de ionização baixa M é um não metal Valor de afinidade eletrônica negativo M(g) M+(g) + e X(g) + e X(g) Ligações Iônicas Estrutura de Lewis Na+ 1s2 2s2 2p6 3s0 Camada de valência 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Camada de valência Cl●● ●● ● ● ● ● Na+ Cl●● ●● ● ● ● ● - Compos to neutro! Ligações Iônicas Como determinar a fórmula iônica? A fórmula correta de um composto iônico deve apresentar o menor número possível de cátions e ânions, de maneira que forme um conjunto eletricamente neutro. [C]x+ [A] y cátio n ânion ∑ das cargas = zero CyAx y x y . (x+) = xy x . (y) = xy xy + (xy) = 0 AS ESTRUTURAS DE LEWISVamos praticar? 1) Indique os compostos iônicos formados pelos átomos Ca e Cl 2) Indique os compostos iônicos formados pelos átomos K e S Ca2+ Cl●● ●● ● ● ● ● + CaCl2 2K + S●● ●● ● ● 2 + K2S●● 2 Ligação Iônica Energia Etapa Processo ΔH, kJ.mol 1 1 Na → Na+ + e + 495 (energia absorvida) 2 Cl + e → Cl 348 (energia liberada) Energia > 0 Não espontân ea Ligação Iônica Energia Energia < 0 Espontân ea Etapa Processo ∆H, kJ. mol 1 1 Na → Na+ + e + 495 (energia absorvida) 2 Cl + e → Cl 348 (energia liberada) 3 Na+ + Cl → Na+Cl (formação do par iônico) 449 (energia liberada) Ligação Iônica Como se formam os compostos iônicos? Ligação Iônica Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) ΔHtotal = - 441 kJ/mol ① Na(s) Na(g) 108 kJ/mol ② 1/2 Cl2(g) Cl(g) 121 kJ/mol ③ Na(g) Na+(g) + e- 495 kJ/mol ④ Cl(g) + e - Cl-(g) -348 kJ/mol ⑤ Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) ΔH = ? ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5 = ΔH total ΔH5 = -787 kJ/mol (energia de rede ou reticular) Ligação Iônica Formação do NaCl Ligação Iônica Formação do NaCl Etapa Processo ∆H, kJ.mol1 1 Na(s) → Na(g) + 108 (energia absorvida) 2 1/2Cl2(g) → Cl(g) +121 (energia absorvida) 3 Na(g) → Na+(g) + e +495 (energia absorvida) 4 e + Cl(g) → Cl(g) 348 (energia liberada) 5 Na+(g) + Cl(g) → NaCl(s) 787 (energia liberada) Total Na(s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s) 441 (energia líquida liberada) Exemplo 1) Considere os dados termodinâmicos 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/mol ∆Hosub (Ag) = +285 kJ/mol Edis (Cl2) = +240 kJ/mol ∆HPI (Ag) = +731 kJ/mol ∆HAE (Cl) = -349 kJ/mol 2) Sabendo que o ∆Eret para o sal AgBr é igual a -981 kJ/mol, diga qual composto iônico forma o retículo mais estável, AgCl ou AgBr? Compostos Iônicos Características dos Compostos Iônicos ✓ Ligações fortes; ✓ Sólidos nas condições normais de temperatura e pressão; ✓ Necessário grande quantidade de energia para quebrar um sólido iônico; ✓ Alto ponto de fusão; ✓ Cristais duros e quebradiços; ✓ Diluídos em agua foram íons e conduzem eletricidade. Sulfato de zinco (ZnS) Fluoreto de Cálcio (CaF2) Compostos Iônicos Quebra de forças íon-íon e formação de forças íon- dipolo. Dissolução de um sólido em água Exemplo: NaCl em água Ligação Covalente ➢ Ocorre quando dois átomos possuem a mesma tendência de ganhar elétrons; ➢ Não ocorre transferência total de elétrons; ➢ Os elétrons ficam compartilhados entre os átomos. Ligação Covalente + + - -Quando dois átomos se aproximam existe uma atração entre o elétron de um e o núcleo de outro. + + - - atração atração + + - - repulsão repulsão Se os átomos se aproximarem demais ocorre a repulsão entre os núcleos. Ligação Covalente + + - - Existe um ponto em que as forças de atração de igualam as forças de repulsão. Essa distância é chamada de comprimento de ligação, ao qual corresponde uma energia mínima, a energia de ligação. 25 Repulsão Atraçã o Energia Potencia l (kJ/mol) Distância intermolecular (nm) 458 0 0,07 4 Distância onde a energia potencial é igual a 458 kJ/ mol (distância de ligação ou comprimento de ligação) Energia necessária para romper um mol da ligação HH (entre os átomos de hidrogênio), ou seja, é a energia de dissociação da ligação de H2. Ligação Covalente Estrutura de Lewis H. H.Átomos isolados Molécula de H2 H H .. H. FÁtomos isolados ● ●● ● ● ●● Molécula de HF H F● ●● ● ● ●● ● Ligação Covalente Exemplos Átomos isolados Molécula de CH4 C e H H. C● ● ●● H H C H H ● ● ● ● ● ● ● ● Ligação Covalente Exemplos C e Cl Ligação Covalente Estrutura de Lewis para íons Cátion amônio – NH4+ Número de elétrons de valência: N 5 e- 4H 4 e- Carga positiva -1 e- Total = 8 e- ● ● ● ●[ HH NH H ● ● ● ● ]+ Eletronegatividade Tendência de um átomo de atrair um par de elétrons ➢ Aumenta com o número de elétrons na camada de valência; ➢ Aumenta com a diminuição do raio atômico Eletronegatividade Tipos de Ligação Ligação polar Átomos comeletronegatividades diferentes Ligação apolar Átomos comeletronegatividades iguais Repulsão dos Pares EletrônicosMétodo VSEPR Método utilizado para determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central em uma molécula. Suposições • Os pares eletrônicos ficam o mais próximo possível do núcleo e o mais distante possível entre si (configuração mais estável); • Dois pares compartilhados – repulsão fraca; • Um par compartilhado e um solitário – repulsão intermediária; • Dois pares solitários – repulsão forte. • A força repulsiva decresce bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares (desprezíveis parra ângulos > 90°C). Repulsão dos Pares EletrônicosMétodo VSEPR Geometria molecular Pares de elétrons Geometria dos Paresde elétrons Pares ligantes Pares não ligantes Geometria mlecular Exemplo 2 pares 2 0 CO2 3 pares 3 0 BF3 2 1 NO2 Linear Linear Trigonal planar Trigonal planar Angular Geometria molecular Pares de elétrons Geometria dos Pares de elétrons Pares ligantes Pares não ligantes Geometria molecular Exemplo 4 pares 4 0 CH4 3 1 NH3 2 2 H2O Tetraédrica Trigonal piramidal Angular Tetraédrica Geometria molecular Pares de elétrons Geometria dos Pares de elétrons Pares ligantes Pares não ligantes Geometria molecular Exemplo 5 pares 5 0 PCl5 4 1 SF4 3 2 ClF3 2 3 XeF2 Bipiramidal trigonal Forma em T Bipiramidal trigonal Gangorra Linea r Repulsão dos Pares EletrônicosMétodo VSEPR Exemplos: Tricloreto de arsênio (AsCl3) e tetrafluoreto de enxofre (SF4) Polaridade das MoléculasMétodo VSEPR Exemplos: Tricloreto de arsênio (AsCl3) e tetrafluoreto de enxofre (SF4)
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