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16/09/2014 1 LE200- Química Geral Aula 3 – Ligações Químicas Prof. Responsável: Dra. Alessandra Cremasco Alessandra.cremasco@fca.unicamp.br Ligações Química As ligações químicas envolvem: • Troca ou compartilhamento de elétrons; • Resulta na diminuição da energia do composto comparado aos átomos separados Podem ser de três tipos: • Iônica • Covalente • Metálica Ligação iônica Eletricamente neutro número prótons = número de elétrons Iônica: atração eletrostática de íons cargas opostas formam arranjo de rede. Átomo Íons - cátion Íon: número de prótons e elétrons não coincidem – comportamento diferente átomo Átomos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem em cátions. Íon – ânion Átomos não-metálicos tendem a ganhar elétrons para formarem ânions. Íons e Propriedades Íons sódio e cloro Sódio metálico Gás cloro Importante: Eletrólitos – soluções condutoras 16/09/2014 2 Íons - Previsão de Cargas Número de elétrons perdidos ⇒ relacionado com posição na tabela periódica Ligações Iônicas Iônica: atração eletrostática de íons cargas opostas formam arranjo de rede. 1e- Na Cl 7e- Na Cl Na Cl 8e- •Íons com cargas opostas se atraem •Transferência de um e- •Par de íons com cargas opostas Ligação iônica Apesar da existência NaCl na razão 1:1 – NaCl corresponde fórmula unitária: proporção de átomos. Afinidade eletrônicaEnergia ionização Energia para captar um elétron de um átomo e tornar-se um ânion Energia para perder um elétron e tornar-se cátion Ligação iônica • metal + ametal – ∆ Energia para formação de íons (energias de ionização e afinidade eletrônica) Custo de energia para formação compostos – baixa Ligação iônica • Cátion Exemplo: Sódio (Na) (Energias de ionização: 496, 4562 e 6912 kJ/mol) – logo sódio (Na) somente existe com carga (1+). • Ânion Metais nos blocos s ou p perdem e-⇒ np6 Metais de transição - maior complexidade (d parcialmente preenchido) Ametais do bloco p adquirem configurações np6 ganhando e- Ligação iônica • Tamanho atômico & tamanho iônico Cátions: perda de e- diminui repulsão elétron-elétron e- mais presos ao núcleo (menores) Ânions: ganho de e- aumento repulsão elétron-elétron (maiores) Na (191 pm) Na+ (102 pm) Cl (100 pm) Cl- (181 pm) Mesma tendência nos raios atômicos e iônicos (carga/prótons núcleo) 16/09/2014 3 Ligação iônica Formação dos íons Energia de ionização (endo) Afinidade eletrônica (exo) Energia global Exemplo: NaCl Energia de ionização do Na para remover 1e- = 496 kJ/mol Afinidade eletrônica Cl para captar 1e- = - 349 kJ/mol Custo efetivo da ligação 496 – 349 = 147 kJ/mol Ligação iônica é processo exotérmico ∆E NaCl= -498 kJ/mol d qqE 21κ=∆ Ligação iônica Energia efetiva depende da atração e repulsão dos íons e interações com vizinhos Estrutura de rede Sólido iônico não contem apenam apenas pares de íons, mas íons positivos e negativos arranjados em reticulo tridimensional . Energia de rede ∆Eret NaCl= -786 kJ/mol Ligação Metálica • Modelo de mar de elétrons: núcleo e elétrons mais internos fornecem uma rede carregada positivamente circundada por elétrons que se movem através da rede. � Ligações deslocalizada – interação de orbitais � Metais de transição – Maleáveis, Dúcteis e condutores • Teoria de Bandas : interação dos orbitais Exemplo: Li (2s1) Teoria de Bandas + → Interferência de ondas OM Ligante OM antiligante En er gi a En er gi a ... ... En er gi a Teoria de bandas � Similar para metais com orbitais p e d. � Explicam condutividade. - Condutividade: elétrons movendo-se de uma banda preenchida para outra não preenchida. Teoria de bandas e Condutividade En er gi a Banda de valência Banda de condução Banda de condução Banda de valência Intervalo entre bandas Metal semicondutor Isolante Condutividade limitada. Mas aumenta com↑ Temperatura e dopagem Não conduz - ↑∆E entre as bandas Bom condutor Teoria de Bandas • Semicondutor: Adição e- na banda de condução (tipo n) Remoção e- na banda de valência (tipo p) Ampliação no transporte de corrente DOPAGEM: processo químico de adição de impureza no sólido. 16/09/2014 4 Ligação Covalente Ce-C e- e-e- e- e-e- e- Compartilhamento de elétrons Cadeias de polímeros são formadas por ligações covalentes Ametal + ametal Atração entre núcleos Ligação Covalente Au m e n to da e n e rg ia → Aumento da distância internuclear → Muito afastado, átomos não interagem entre si, e energia é zero Ao se aproximar os átomos começam a se interagir e a energia é diminuída Ao atingir separação ótima há compartilhamento elétrons e a energia atinge mínimo Se muito próximos, núcleos começam a se repelir e a energia aumenta Distância de ligação Energia de ligação Ligações Químicas: Mas, quantas ligações? • Iônica • Covalente • Metálica Formação de compostos Energicamente viável ENERGIA Ao trocar elétrons ou compartilhar np6 = gás nobre ns2 np6 Regra do octeto Mais estável Símbolo de Lewis • Representação da regra do octeto - símbolo de Lewis. – Indicação de pontos em analogia aos e- de valência, ajudam a prever o tipo de ligação química. Símbolo químico Elétrons de valência Elétrons desemparelhado Elétrons emparelhado Símbolo de Lewis Similar símbolo de Lewis para períodos subsequentes Ligações Químicas � moléculas com número ímpar de elétrons Exemplo: ClO2, NO e NO2. � moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto (moléculas deficientes em elétrons) Pode ocorrer em compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A (Exemplo: BF3) � moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto (moléculas com expansão de octeto). Moléculas com mais de 8e- no nível de valência (elementos a partir do 3º periodo da tabela periódica) Exemplo: PCl5 Exceções a regra do octeto 16/09/2014 5 Ligações Químicas • Ligações Iônicas Ligações Químicas • Covalente: par de elétrons substituída por linha • Ligações múltiplas (dupla ou tripla) Energia de ligação: simples < dupla < tripla Cl Cl H F H O H H N H H CH H H H Par ligante Par não ligante H O O N N Tipo de ligação Energia de ligação (kJ/mol) C−C 346 C=C 602 C≡C 835 Metodologia para Estrutura de Lewis Exemplo: CF2Cl2 (Diclorodifluorometano) – Contar número total de elétrons de valência na molécula ou íon Carbono = 4; flúor = 7 e cloro=7 C= 1 X 4 = 4 F= 2 X 7 = 14 Cl=2 X 7 = 14 – Desenhar a estrutura do esqueleto da molécula Cl C F Cl F Menos eletronegativo primeiro na fórmula Total 32 elétrons – Colocar ligações simples entre todos os átomos conectados na estrutura (linha entre eles) Exemplo: Estrutura de Lewis Cl C F Cl F • Coloque os elétrons de valência restantes nos átomos individuais – satisfazendo a regra do octeto (aos pares) • Crie ligações múltiplas, caso necessário. Todos os átomos satisfaz 8 elétrons – ligações múltiplas não são necessárias. Exemplo: Estrutura de Lewis Cl C F Cl F • • • • •• •• •• •• •• • • ••• • • • • • Foram 4 ligações simples (8 e-) Dos 32 e- restam 24 e- Ressonância • Dióxido de enxofre (SO2) SO O •• •• •• •••• • • • • S = 6e- O = 2 x 6e- 18 elétrons Faltam 2 elétrons no S Ligação dupla SO O •• •• •••• • • • • SO O •• •• •••• • • • • Híbrido de ressonância – indica amédia das duas estruturas de ressonância (que não se alternam). 16/09/2014 6 Estruturas de Ressonância Analogia a mistura de cores Exemplo: Ozônio (O3) Consequências energéticas – menos reativos que alcenos (+ estáveis - ↓ energia) Ligação Química A ligação covalente entre C-F apresenta maior atração dos e- em direção ao núcleo de F. Por quê Eletronegatividade habilidade que um átomo tem de atrair elétrons para si em certa molécula. Eletronegatividade Tamanho atômico, afinidade eletrônica e energia ionização ↑Eletronegatividade > atração dos e- Eletronegatividade e Polaridade da Ligação Elementos com eletronegatividade ≠ provoca separação parcial de carga. Carga parcial negativa Carga parcial positiva Dipolo Ligação polar Ligação covalente polar Polaridade da ligação ∆ eletronegatividade 0 2 3 41 A B C A – Ligação covalente apolar (compartilhamento =) B – Ligação covalente polar (compartilhamento ≠) C – Ligação iônica (transferência elétrons) Ligações Mistas • Ligações parcialmente covalente e iônica. Percentual do caráter iônico (%CI) de uma ligação entre dois elementos A e B: % caráter iônico XA e XB eletronegatividade dos elementos. 16/09/2014 7 Forças intermoleculares • As partículas mantém-se próximas nos estados sólidos e líquidos devido a presença das forças intermoleculares ⇒ ligações secundárias (fracas). Energia de Ligação e Forças Intermoleculares • A união de átomos para formar as ligações iônica, covalente ou metálica consiste de força intramolecular (forte) • A atração entre moléculas para obtenção dos líquidos e sólidos consiste de força intermolecular (fraca) Tipo de ligação Energia de Ligação iônicos 150-370 kJ/mol Covalente 125-300 kJ/mol Metálica 25-200 kJ/mol Intermoleculares < 10 kJ/mol Forças Intermoleculares Podem ser do tipo: � Forças de Van der Walls: dipolo-dipolo induzido (Forças de London) e dipolo-dipolo. � Ligações de hidrogênio Sentido do aumento de forças das interações intermoleculares • Dipolo instantâneo: oscilação na distribuição dos elétrons em uma molécula. • Aplicação de campo elétrico externo também provoca formação de dipolos (dipolo induzido). • Combinação de dipolo instantâneo e induzido ⇒ alinhamento e atração intermolecular. Forças de Dispersão de London Molécula com distribuição de cargas simétricas δ- δ- Dipolo-instantâneo Campo elétrico distorce a forma da nuvem eletrônica e cria dipolo induzido δ-δ+ δ-δ+ Dipolo-induzido δ-δ+δ - Dipolo - dipolo induzido Forças dipolo-dipolo • A interação entre dipolos permanentes, onde a carga parcial positivo de uma molécula está próximo da carga parcial negativo da outra. • Mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as moléculas se viram. Ligação de Hidrogênio • Interações dipolo-dipolo na presença de determinadas combinações de elementos: – Átomo de hidrogênio H ligado a um átomo altamente eletronegativo (N, O ou F) (H-X) e outra molécula (Y) dispondo de par de elétrons isolados. 16/09/2014 8 Ligação de Hidrogênio • Os elétrons na ligação H-X (X = elemento eletronegativo) apresentam-se mais próximos do X . • Dessa forma, o H por ter apenas um elétron, o próton fica “quase descoberto”. • Por ser pequeno e conter carga parcial positiva, o H se aproxima de pares isolados de Y da outra molécula (Y=elemento eletronegativo) estabelecendo a ligação de H, bastante forte. X−H Y−H - - - - - δ+δ - δ+δ - Exercícios 1) O nitrogênio é um gás inerte muito utilizado para encher recipientes de reagentes químicos que poderiam reagir com oxigênio do ar. Com base na estrutura de Lewis , explique por que o nitrogênio não reage facilmente com outras moléculas? 2) Com base nas interações intramoleculares e intermoleculares, explique por que o grafite apresenta propriedades lubrificantes?
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