05_Quím_Eng_Lig_Quimica_2015

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LIGAÇÃO QUÍMICA: LIGAÇÃO IÔNICA E COVALENTE
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Prof. Cássio Luís Fernandes de Oliveira
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Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.
Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal.
Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
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Símbolos de Lewis
É a representação dos elétrons da última camada eletrônica ao redor do núcleo.
O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. 
Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento.
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
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Símbolos de Lewis e distribuição eletrônica
COMO SABER QUANTOS ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA?? 
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
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Exemplo de aplicação:
Símbolos de Lewis e distribuição eletrônica
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Átomo de cloro tem número atômico 17 (são 17 elétrons) distribuídos como mostrado.
Os 7 elétrons da última camada (nível 3), chamado de elétrons de(s) valência são aqueles (3s2 3p5) que são colocados no símbolo de Lewis
2+5=7 elétrons
Última camada (3)
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A regra do octeto
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração: n s2 n p6 (onde n é o nível energético , s e p são os subníveis)
O He possui configuração 1s2 e é estável.
Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons) exceto o hidrogênio, 2 elétrons (um par).
Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
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Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)	 Hºf = -410,9 kJ
Ligação iônica
Reação exotérmica (negativa)
Para formação da rede cristalina, houve perda de energia – maior estabilidade na rede
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A reação é violentamente exotérmica. (H < 0, negativo)
Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem (Na e Cl). 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 Ar.
Isto é, tanto o Na+ como o Cl têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
Ligação iônica
8 elétrons
8 elétrons
8
O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl.
Similarmente, cada íon Cl é circundado por seis íons Na+.
Há um arranjo regular de Na+ e Cl em 3D.
Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível.
Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica.
Ligação iônica
Por isso se escreve NaCl mas não é a sua fórmula molecular (compostos iônicos não possuem fórmula molecular)
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Energias envolvidas na formação da ligação iônica
Energia de rede (El): é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.
A energia de rede depende das cargas nos íons (Q1 e Q2) e dos tamanhos dos íons (d):
 é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros.
Ligação iônica
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Ligação iônica
Na+
Cl-
d
Q1
Q2
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Energias envolvidas na formação da ligação iônica
A energia de rede aumenta à medida que:
As cargas nos íons aumentam (Q1 e/ou Q2 aumentam)
2) A distância entre os íons diminui (d diminui).
Ligação iônica
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Ligação iônica
Observe que o LiF possui energia de ligação maior que o LiCl que por sua vez possui maior energia que o LiI (por que?)
 
Todos eles possuem a mesma carga, Li(+1), F,Cl e I (-1), mas, como o raio iônico aumenta do F para o I, a distância “d” aumenta diminuindo a energia de ligação
 
Observe que MgCl2 possui menor energia que o MgO – O Cl possui carga -1 e o O possui carga -2
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Ligação iônica
Na+
F-
Na+
Cl-
Na+
Br-
Na+
I-
d
d
d
d
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Comparação do raio atômico com o raio iônico de alguns elementos metálicos e não metálicos
Configurações eletrônicas de
íons dos elementos representativos
São derivados da configuração eletrônica dos elementos com o número necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível de tal forma que eles fiquem com 8 elétrons na última damada.
As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável, por exemplo, veja o caso do Mg e do Cl.
Mg: [Ne]3s2
Mg+: [Ne]3s1		íon não estável
Mg2+: [Ne]		íon estável
Cl: [Ne]3s23p5
Cl: [Ne]3s23p6 = [Ar] 	íon estável
Ligação iônica
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Eletronegatividade
Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si.
Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de:
 0,7 (Cs-Césio) menor eletronegatividade, para 4,0 (F-Flúor) de maior eletronegatividade
A eletronegatividade aumenta de duas formas:
ao longo de um período (linha horizontal na tabela periódica) e
ao subirmos em um grupo.
Ligação química e eletronegatividade
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Ligação química e eletronegatividade
Eletronegatividade
Aumenta ao longo do período
Aumenta ao subirmos no grupo
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Diferença de eletronegatividade, tipo da ligação e polaridade de ligação
1) as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
2) as diferenças de eletronegatividade inferiores a 1,6 resultam em ligações predominantemente covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
3) as diferenças de eletronegatividade superiors a 1,7 resultam predominantemente em ligações iônicas (transferência de elétrons).
Polaridade da ligação e eletronegatividade
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Eletronegatividade de Pauling e a ligação química
Dif. eletronegatividade = 
Ligação iônica = 70%
3,0
- 0,8
= 2,2
Energia de ionização e eletroafinidade
Energia de ionização:
É a energia mínima requerida (a ser dada) para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso.
Na(g) → Na+(g) +1e- Ei= +496 kJ/mol
Cl(g) → Cl+(g) + 1e- Ei= +1251 kJ/mol
Na+(g) → Na2+(g) + 1e- Ei= +4560 kJ/mol
Observe e conclua: Tirar um elétron do sódio (Na) é bem mais fácil que tirar um do cloro (Cl) e tirar mais um do cátion sódio (Na+) é bem mais difícil.
Por que??
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Energia de ionização e eletroafinidade
Afinidade eletrônica (eletroafinidade):
É anergia envolvida na adição de um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso.
 F(g) + 1e- → F -(g) Ei= -328 kJ/mol
Cl(g) + 1e- → Cl-(g) Ei= -349 kJ/mol
Na(g) + 1e- → Na -(g) Ei= -53 kJ/mol
Ca(g) + 1e- → Ca -(g) Ei= -2 kJ/mol
Observe e conclua: Adicionar um elétron no flúor ou cloro é bem mais fácil que no sódio (Na) ou então no cálcio (Ca).
Por que???
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Quando há grande diferença de tendência em ganhar elétrons entre os elementos, um consegue “arrancar” o elétron do outro dando uma ligação iônica.
Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
Eles compartilham pares de elétrons para que cada um alcance o octeto.
Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
Por exemplo: H + H  H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H.
Ligação covalente
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Ligação covalente
Nenhum dos dois átomos tem mais “força” para arrancar o elétron, então ........ compartilham.
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Estruturas de Lewis
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:
Ligação covalente
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Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Ligação covalente
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Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
Polaridade da ligação e eletronegatividade
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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 + e o polo negativo por -.
Polaridade da ligação e eletronegatividade
Covalente e molécula apolar (diferença de eletronegatividade próxima a zero)
Covalente e molécula polar (diferença de eletronegatividade próxima a 2) 
Iônica, não é molécula (diferença de eletronegatividade próxima a 3) 
+

+
-
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Passos a serem seguidos para desenhar a estrutura de Lewis 
Identifique quantos elétrons de valência tem os átomos.
 Escreva os símbolos para os átomos e distribua os elétrons nos quadrantes. 
 Junte os átomos de tal que compartilhem os elétrons um a um.
 Se for necessário, compartilhe mais que um elétron para satisfazer a regra do octeto.
 Cada par de elétron compartilhado refere-se a uma ligação covalente.
Desenhando as estruturas 
de Lewis
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Desenhando as estruturas 
de Lewis - Exemplos
Exemplo 1 – Na (sódio)
O sódio tem número atômico igual a 11
Logo, ele tem quantos elétrons quando neutro? 
11
Seguindo a distribuição de níveis de energia temos:
1s 2s 2p 3s 3p 4s .........
Sabe-se que cada orbital “s” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “p” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “d” alojam no máximo:
2
6
10
Então a distribuição dos elétrons se dá pelo nível de menor energia: 
2
2
6
1
Conclusão: o último nível é o 3s e possui apenas um elétron, então o símbolo de Lewis deve ser:
Na
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Desenhando as estruturas 
de Lewis - Exemplos
Exemplo 2 – Be (berílio)
O berílio tem número atômico igual a 4
Logo, ele tem quantos elétrons quando neutro? 
4
Seguindo a distribuição de níveis de energia temos:
1s 2s 2p 3s 3p 4s .........
Sabe-se que cada orbital “s” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “p” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “d” alojam no máximo:
2
6
10
Então a distribuição dos elétrons se dá pelo nível de menor energia: 
2
2
Conclusão: o último nível é o 2s e possui dois elétrons, então o símbolo de Lewis deve ser:
Be
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Desenhando as estruturas 
de Lewis - Exemplos
Exemplo 3 – B (boro)
O boro tem número atômico igual a 5
Logo, ele tem quantos elétrons quando neutro? 
5
Seguindo a distribuição de níveis de energia temos:
1s 2s 2p 3s 3p 4s .........
Sabe-se que cada orbital “s” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “p” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “d” alojam no máximo:
2
6
10
Então a distribuição dos elétrons se dá pelo nível de menor energia: 
2
2
1
Conclusão: o último nível é o 2 e possui três elétrons, então o símbolo de Lewis deve ser:
B
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Desenhando as estruturas 
de Lewis - Exemplos
Exemplo 6 – O (oxigênio)
O nitrogênio tem número atômico igual a 8
Logo, ele tem quantos elétrons quando neutro? 
8
Seguindo a distribuição de níveis de energia temos:
1s 2s 2p 3s 3p 4s .........
Sabe-se que cada orbital “s” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “p” alojam no máximo:
Sabe-se que cada orbital “d” alojam no máximo:
2
6
10
Então a distribuição dos elétrons se dá pelo nível de menor energia: 
2
2
4
Conclusão: o último nível é o 2 e possui seis elétrons, então o símbolo de Lewis deve ser:
O
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Desenhando as estruturas 
de Lewis
Exemplo
Desenhar a estrutura de Lewis da molécula de PCl3 
34
FIM
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