AULA5QGLIGACAOQUIMICAI 05042018101348

Prévia do material em texto

*
*
A Ligação Química entre dois ou mais átomos se forma para abaixar a energia de um sistema, ou seja para os átomos atingirem configurações eletrônicas mais estáveis.
A + B → C + D
1
*
*
Elétrons de valência são os elétrons da camada mais externa do átomo. São esses elétrons que participam de uma ligação química.
3
*
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946) 
4
*
Metais
Baixa energia
de ionização.
Não-metais
Alta Afinidade eletrônica.
Transferência de Elétrons entre os Átomos
5
*
1s22s1
1s22s22p5
1s2
1s22s22p6
[He]
[Ne]
LIGAÇÃO IÔNICA
6
O elemento mais eletronegativo transfere seu elétron(s) para o elemento menos eletronegativo:
Transferência de elétrons
*
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
NaCl não é uma molécula !!!
Empacotamento de íons na formação do cristal de NaCl
7
Sal de Cloreto de Sódio
+
→
*
Modelo Eletrostático
Lei de Coulomb: energia entre dois íons. 
8
*
Energia reticular (E) é a energia liberada na formação de 1 mol de sólido iônico a partir dos íons gasosos:
M(g) n+ + X(g) n- → Mn+Xn-(s) + energia
9
*
Energia de ionização
Afinidade Eletrônica
CICLO DE BOHR-HABER
10
∆Hoform = ∆H1o + ∆H2o + ∆H3o + ∆H4o + ∆H5o
Entalpia de sublimação
Entalpia de dissociação ou atomização
*
A Energia Reticular (E) aumenta quando Q aumenta e/ou r diminui.
ENERGIA DE REDE OU ENERGIA RETICULAR
11
*
12
*
Ligação química na qual há compartilhamento de elétrons entre os átomos.
S (s) + O2 (g) → SO2 (g)
+
LIGAÇÃO COVALENTE
→
13
*
A ligação covalente é uma ligação química na qual dois ou mais elétrons são compartilhados entre dois átomos.
Como dois átomos poderiam compartilhar elétrons?
Estrutura de Lewis do F2
14
*
+
+
Estrutura de Lewis da água
Ligação Dupla – dois átomos compartilham dois pares de elétrons
Ligação Tripla – dois átomos compartilham três pares de elétrons
ou
15
*
Diversas propriedades moleculares podem ser compreendidas através do conceito de ordem de ligação. 
Ordem da ligação 1: Quando só há uma ligação covalente simples entre um par de átomos.
Ordem de ligação 2: Quando são dois pares de elétrons compartilhados pelos dois átomos.
Ordem de ligação 3: Quando os dois átomos estão ligados por três ligações.
Ordem de ligação fracionada: Ocorre em moléculas ou íons que têm estruturas ressonantes.
16
*
Comprimento das Ligações
Ligação Tripla < Ligação Dupla < Ligação Simples
17
*
H + H  → H  H
Ligação Covalente: Balanço de Forças
Energia absorvida para quebrar ligação química
Energia liberada para formar ligação química
elétron
núcleo
Comprimento de ligação
Energia Potencial (kJ/mol)
Distância Internuclear (pm)
18
*
Ligação Covalente Polar ou Ligação Polar é uma ligação covalente com maior densidade eletrônica ao redor de um dos dois átomos.
Região rica em elétrons
Região pobre em elétrons
Mais e-
Menos e-
+
-
Modelagem Molecular: obtenção da densidade eletrônica da molécula
19
*
CH3CH2OH
CH3OCH3
CH3CH2NH2
Exemplos de Ligação Covalente Polar:
20
*
Eletronegatividade (Pauling) é a habilidade de um átomo atrair para si os elétrons em uma ligação química.
Afinidade Eletrônica - mensurável, Cl apresenta a mais alta.
Eletronegatividade - relativa, F apresenta a mais alta.
21
*
*
23
*
Classificação das ligações químicas através da diferença de eletronegatividades dos átomos
24
*
Classifique as seguintes ligações como iônica, covalente polar, ou covalente:
 a ligação no CsCl;
 a ligação em H2S;
 a ligação NN em H2NNH2.
Cs – 0,7
Cl – 3,0
3,0 – 0,7 = 2,3
Iônica
H – 2,1
S – 2,5
2,5 – 2,1 = 0,4
Covalente polar
N – 3,0
N – 3,0
3,0 – 3,0 = 0
Covalente
25
Exercício:
*
 
Escrever o esqueleto estrutural do composto utilizando os símbolos químicos e colocando os átomos ligados entre si perto uns dos outros. Em geral, o átomo menos eletronegativo ocupa a posição central. O H e o F ocupam normalmente as posições terminais. 
2. Contar o número total de e- de valência. Para ânions poliatômicos, adicionar o número total de cargas negativas. (p. ex, para o CO3 2– adicionamos dois elétrons, pois a carga 2– indica que existem dois elétrons a mais). Para cátions poliatômicos, subtraímos o número de cargas positivas desse total (para NH4+ subtraímos um elétron porque a carga +1 indica a perda de um elétron).
3. Colocar 1 ligação covalente simples entre o átomo central e cada um dos átomos a seu redor. 
 
4. Completar os “octetos” dos átomos ligados ao átomo central. Os elétrons que pertencem ao átomo central ou aos átomos vizinhos devem ser representados por pares isolados quando não se encontram envolvidos na ligação. 
5. Após completar os passos 1 a 3, se o átomo central tiver menos que oito elétrons, tentar adicionar ligações duplas e triplas entre o átomo central e os átomos vizinhos, utilizando os pares isolados desses últimos átomos.
26
*
Escreva a estrutura de Lewis do NF3
Etapa 1 – N é menos eletronegativo que F, coloque N no centro
Etapa 2 – Conte os elétrons de valência N - 5 (2s22p3) e F - 7 (2s22p5) 
5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência
Etapa 3 – Desenhe ligações simples entre os átomos de N e F e complete o octeto para os átomos de N e F. 
Etapa 4 - Cheque se o número de e- na estrutura é igual ao número de e- de valência.
3 ligações simples (3x2e-) + 10 pares isolados (10x2e-) = 26 e- de valência
27
*
Escreva a estrutura de Lewis do íon carbonato (CO32-).
Etapa 1 – C é menos eletronegativo que o O, coloque o C no centro.
Etapa 2 – Conte os elétrons de valência C - 4 (2s22p2) e O - 6 (2s22p4)
 e 2 cargas negativas – 2e- 
4 + (3 x 6) + 2 = 24 elétrons de valência
Etapa 3 – Desenhe as ligações simples entre os átomos de C e O e
 complete o octeto para os átomos de C e O.
Etapa 4 - Cheque se o número de elétrons na estrutura é igual o número
 de valência:
3 ligações simples (3x2e-) + 10 pares isolados (10x2e-) = 26 e- valência
Etapa 5 - Há muitos elétrons, forme ligações duplas e cheque novamente
 o número de e-
28
*
Duas possíveis estruturas para o formaldeído (CH2O)
A carga formal de um átomo é a diferença entre o número de elétrons de valência em um átomo isolado e o número de elétrons atribuído para aquele átomo na estrutura de Lewis. 
A soma da carga formal dos átomos em uma molécula (ou íon) deve ser igual a carga da molécula (ou íon).
29
*
Carga formal do C
= 4 -
2 - 
½ x 6 = -1
Carga formal do O
= 6 -
2 - 
½ x 6 = +1
-1
+1
30
*
Carga formal do C
= 4 -
0 - 
½ x 8 = 0
Carga formal do O
= 6 -
4 - 
½ x 4 = 0
0
0
31
*
Para moléculas neutras, a estrutura de Lewis preferida é aquela na qual não há carga formal sobre os átomos.
Estruturas de Lewis com pequenas cargas formais são mais plausíveis que aquelas com altos valores de carga formal sobre os átomos.
Dentre as estruturas de Lewis com distribuições similares de cargas formais sobre os átomos, a estrutura mais plausível é aquela na qual a carga formal negativa está sobre o átomo mais eletronegativo.
CARGA FORMAL E ESTRUTURA DE LEWIS
32
*
Uma estrutura de ressonância é uma estrutura, dentre duas ou mais, de uma molécula ou íon cuja estrutura não pode ser representada com exatidão por apenas uma única estrutura de Lewis.
33
Ozônio: O3
*
Benzeno: C6H6
Haveria dois comprimentos entre os átomos de carbonos adjacentes:
C-C : 154 pm
C=C: 133 pm
Na realidade a distância entre todos os carbonos adjacentes do benzeno é: 140 pm
*
1 -O octeto incompleto
 Exemplo: Hidreto de berílio
BF3
B: 1s2 2s2 2p1
F: 1s2 2s2 2p5
34
Exemplo: Trifluoreto de boro
Não há como satisfazer à regra do octeto
Os elementos do Grupo 3, particularmente o boro eo alumínio, tendem a formar compostos que apresentam menos de 8 e-
*
2 - O octeto expandido: átomos do terceiro período ou dos períodos seguintes.
(átomo central com número quântico principal n > 2)
SF6
36
Exemplo: Hexafluoreto de enxofre
S: [Ne] 3s2 3p4
F: [He] 2s2 2p5
*
3 - Moléculas com número ímpar de elétrons
NO
NO2
NO
.
..
..
.
37
Exemplo: NO e NO2
*
Energia de ligação
A energia necessária para quebrar uma ligação química em particular em um mol de moléculas gasosas é denominada energia de ligação.
38
*
39
*
Compostos: HF, HCl, HBr, HI
Fluoreto de hidrogênio
40
Cloreto de hidrogênio
Brometo de hidrogênio
Iodeto de hidrogênio
*
Átomos
Átomos
Entalpia
EL (reagentes)
-EL (produtos)
Entalpia
-EL (produtos)
(a)
(b)
EL (reagentes)
Variações de energias de ligação em:
(a) uma reação endotérmica e (b) uma reação exotérmica
41
*
A reação entre os gases H2 e F2 gerando o gás HF é uma processo exotérmico ou endotérmico?
41
*
Use os valores de Energia de Ligação para calcular o calor envolvido na transformação:
∆H0 = EL(reagentes) – EL(produtos)
42
*
Calcule a variação de entalpia para a combustão do hidrogênio gasoso
∆H0 = EL(reagentes) – EL(produtos)
42
*
 Os elétrons ligantes estão espalhados (ou deslocalizados) sobre todo o cristal.
 Arranjo ordenado de íons positivos imersos em um mar de elétrons de valência.
43
*
Modelo de Repulsão entre os pares eletrônicos da camada de valência (Valence Shell Electron Pair Repulsion - VSEPR).
Método para determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa molécula.
Arranjo depende do número de pares de elétrons (ligantes e não-ligantes) ao redor de um átomo central:
Determinação do número estérico do átomo central:
Número total de pares eletrônicos (solitários e compartilhados) ao redor do átomo.
*
*