Ligações Químicas - aula sincrona

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Universidade Federal Fluminense
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Prof.ª Julliane Yoneda
jullianeyoneda@id.uff.br
Ligações Químicas
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Eletronegatividade (EN): é a tendência relativa mostrada por um átomo ligado em atrair o 
par de elétrons
REGRA DO OCTETO (Cuidado!! Exceções!!)
Os elementos perdem, ganham ou compartilham elétrons de modo a ficar com a configuração 
de gás nobre, a adquirir estabilidade.
SÍMBOLO E FÓRMULA DE LEWIS 
A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico, rodeado por um 
número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência.
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Ligações Químicas
Iônica
simples
Covalente
coordenada
Metálica
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Na+
..
[ : Cl : ] -
..
M(g)  M
+
(g) + e
-
X(g) + e
-  X-(g)
M(g) + X(g)  M
+
(g) X
-
(g)
..
Ca +2 . 2 [ : Cl : ] -
..
Fórmula empírica: NaCl
Fórmula empírica: CaCl2
Fonte: Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Química – A ciência central, 9ª ed. São Paulo: 
Pearson, 2005
Ligação Iônica
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Os sólidos iônicos são formados por arranjos regulares de um grande número de cátions 
e ânions unidos por ligações iônicas. 
Os sólidos iônicos tem alto ponto de fusão e são quebradiços.
Fonte: Russell, J. B. Química Geral, 2ª ed. Vol. 1. São Paulo: Makron Boorks, 1994.
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Energia reticular (ou da rede cristalina)
É a quantidade de energia que é liberada quando um cristal é formado a partir de suas 
partículas componentes na fase gasosa. Em geral é expressa por mol de substância.
Depende:
- Da força de interação entre as partículas no sólido;
- Do número dessas interações;
- Da geometria da estrutura cristalina. 
M+(g) + X
-
(g)  M X(s) DHret < 0
MX(s)  M
+
(g) + X
-
(g) DHrede > 0
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Substância |Eret | (kJ/mol) PF (°C)
NaCl 788 801
CaF2 2590 1423
CaO 3520 2614
CH4 9 -182
Energias reticulares e pontos de fusão 
Eel = k z1z2
d
Ex. Coloque os seguintes compostos em ordem crescente de energias reticulares 
CsI, NaF, CaO
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Ciclo de Born-Haber
Ex.: Formação do KCl
a) Etapa direta
K(s) + ½ Cl2(g)  KCl(s)
b) Processo por etapas
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(g)(s)
KK  90kJΔH
subl

  e
(g)(g)
KK 419kJΔH
ion

(g)2(g)
ClCl
2
1  121kJΔH
2
1
diss


(g)(g)
ClCl-e 348kJΔH
AE

(s)(g)(g)
KClClK   ?ΔH- ret 
(s)2(g)(s)
KClClK 
2
1 436kJΔH
f

Etapa Processo Energia transferida
1
2
3
4
5
)(
2
1
retAEdissionsublf
ΔHΔHΔHΔHΔHΔH 
ou DHf
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Ciclo de Born-Haber
K(s) + ½ Cl2(g)  KCl(s)
Cl(g)
K(g)
+
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
K+(g)
Cl-(g)
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Diagrama de Born-Haber
K+(g) + Cl(g) + e 
-
E
K(g) + Cl(g)
K(g) + ½ Cl2(g)
K(s) + ½ Cl2(g)
K+(g) + Cl
-
(g)
KCl(s)
90kJΔH
subl

419kJΔH
ion

121kJΔH
2
1
diss

348kJΔH
AE

436kJΔH
f

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Ligação Covalente 
H – H H – F
Covalente apolar Covalente polar 
Diferença de 
eletronegatividade
Tipo de ligação Caráter covalente Caráter iônico
0 Covalente apolar
Intermediária Covalente polar
Grande Iônica
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Estrutura de Lewis
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. Para ânions some um elétron para cada carga negativa. Para
cátions, subtraia um elétron para cada carga positiva.
2. Escreva os símbolos dos átomos, mostrando como estão ligados entre si e ligue-os por meio de uma ligação
simples (uma linha, representando dois elétrons).
3. Complete os octetos em torno de todos os átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque todos os elétrons restantes no átomo central, mesmo que isso resulte em mais de oito elétrons em
torno do átomo.
5. Se não houver elétrons suficientes para que o átomo central tenha um octeto, tente fazer ligações múltiplas.
Obs. Átomo central: aparece uma única vez na molécula e tem maior capacidade de combinação.
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Para treinar: CO, CO2, NH4
+, NO3
-
Ligações Químicas
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Estruturas de Ressonância
Considere o ozônio
- Evidências experimentais mostram que as ligações entre os oxigênios são equivalentes
- Ligações com características intermediárias às verificadas para uma ligação simples e uma 
dupla
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Carga Formal
Uma estrutura de Lewis em que as cargas formais estão mais próximas de zero representa, em 
geral, o arranjo de menor energia dos átomos e elétrons.
A carga formal de qualquer átomo em uma molécula é aquela que o átomo teria se cada par 
de elétrons ligante na molécula fosse compartilhado igualmente entre os dois átomos envolvidos na 
ligação.
Carga formal = V – (L + 1/2 B)
onde V = n° de elétrons de valência do átomo livre
L = n° de elétrons dos pares isolados
B = n° de elétrons compartilhados
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Geometria Molecular
Geometrias Básicas
Fonte: Adaptado de Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Química – A ciência central, 13ª ed. São Paulo: Pearson, 2017. 
Ligações Químicas
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N° estérico Orientação 
espacial
Pi Pc Geometria
2 0 2
3
0 3
1 2
Ligações Químicas
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N° estérico Orientação 
espacial
Pi Pc Geometria
4
0 4
1 3
2 2
Ligações Químicas
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N° estérico Orientação 
espacial
Pi Pc Geometria
5
0 5
1 4
2 3
3 2
Ligações Químicas
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N° estérico Orientação 
espacial
Pi Pc Geometria
6
0 6
1 5
2 4
Ligações Químicas
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N° estérico Orientação 
espacial
Pi Pc Geometria
6
3 3
Em T
4 2
Linear
Ligações Químicas
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Para treinar: PCl3, IF3, ICl5, XeF2, XeF4
Ligações Químicas
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OBSERVAÇÃO!!
CH4 : 109,28°
NH3 : 107°
H2O : 104°
H2S : 92°
Ligação Metálica
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Ligação Metálica
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Grupo I
METAL PF (ºC)
Li 180,5
Na 97,8
K 63,7
Rb 38,9
Cs 28,6
Grupo II
METAL PF (ºC)
Be (hexag.) 1278
Mg (hexag.) 650 *
Ca (cfc) 843
Sr (cfc) 769
Ba (ccc) 725
Polaridade das Moléculas
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Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A ciência 
central, 13ª ed. São Paulo: Pearson, 2017. 
Ex a. NF3 e SF4 são polares?
Polaridade das Moléculas
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Ex b. 1,2 –dicloroetileno pode existir de duas formas. Alguma delas é polar?
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A ciência 
central, 13ª ed. São Paulo: Pearson, 2017. 
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Dipolo-Dipolo permanente
induzido
Dipolo- Dipolo
Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A ciência central, 13ª ed. São 
Paulo: Pearson, 2017. 
ICl
PE: 97 °C
PF: 27 °C
NaCl
PE: 1400 °C
PF: 800,4 °C
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Ligação Hidrogênio
Caso especial de atração intermolecular entre o
hidrogênio em uma ligação polar e um par de elétrons não
compartilhado em um íon ou átomo pequeno e eletronegativo
próximo.
Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A ciência central, 13ª ed. São Paulo: Pearson, 2017. 
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Ligação Hidrogênio
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Ligação HidrogênioFonte: Atkins, P. E.; Jones, L. Princípios de Química – Questionando a vida e o meio 
ambiente, 5ª Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012
Interações Intermoleculares
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Dipolo instantâneo- Dipolo induzido (Força de Dispersão de London)
Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A ciência central, 13ª ed. São Paulo: Pearson, 2017. 
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Dipolo instantâneo- Dipolo induzido (Força de Dispersão de London)
F2(g) Cl2(g) Br2(l) I2(s)
M (g.mol-1) 38 71 160 254
PF (°C) -220 -101 -7 114
PE (°C) -188 -34 59 184
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Dipolo instantâneo- Dipolo induzido (Força de Dispersão de London)
Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A ciência central, 13ª ed. São Paulo: Pearson, 2017. 
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Dipolo instantâneo- Dipolo induzido (Força de Dispersão de London)
Fonte: Atkins, P. E.; Jones, L. Princípios de Química – Questionando a vida e o meio ambiente, 5ª Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Interação Íon-Dipolo
Soluções de compostos 
iônicos em solventes polares
Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A ciência central, 13ª ed. São 
Paulo: Pearson, 2017. 
Interações Intermoleculares
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Fonte: Brown, T.L.; et al. Química – A 
ciência central, 13ª ed. São Paulo: 
Pearson, 2017. 
EXERCÍCIOS
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
- Qual das moléculas a seguir você espera que apresente maior ponto de ebulição?
p-diclorobenzeno o-diclorobenzeno
Cl
Cl
Cl
Cl
- Que tipo de interação intermolecular explica as seguintes diferenças em cada caso:
a) CH3OH entre em ebulição à 65ºC e CH3SH à 6ºC.
b) Xe é líquido à pressão atmosférica e 120 K enquanto Ar é gás.
c) Kr (84 g/mol) entra em ebulição à 120,9 K, enquanto Cl2(71 g/mol) à 238K.
d) A acetona entra em ebulição à 56ºC enquanto 2-metil-propano a -12ºC.
Química Geral Profa. Julliane Yoneda
Referências
- Atkins, P. E.; Jones, L. Princípios de Química – Questionando a vida e o meio ambiente, 5ª Ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2012.
- Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Química – A ciência central, 9ª ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
- Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Química – A ciência central, 13ª ed. São Paulo: Pearson, 2017. 
- Russell, J. B. Química Geral, 2ª ed. Vol. 1. São Paulo: Makron Boorks, 1994.