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Aula 4 Ligações Químicas

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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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