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Prof. Cristian Berto da Silveira QUÍMICA GERAL UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS.

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1 Prof. Cristian Berto da Silveira QUÍMICA GERAL UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

2 Química Geral Ligação Química = Uma ligação química forma-se entre dois átomos, quando o arranjo resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons apresenta uma energia mais baixa do que a energia total dos átomos separados. OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE. UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

3 Química Geral Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm

4 Tipos de Ligações Químicas: Existem três modelos que descrevem as ligações químicas; Química Geral 2. Ligações Covalentes; 1. Ligações Iônicas; 3. Ligações Metálicas;

5 Química Geral LIGAÇÕES IÔNICAS No modelo de ligação química denominada ligações iônicas, as forças eletrostáticas atraem as partículas com cargas elétricas opostas. Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron. Na (g) Na + (g) + 1e - Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron. Cl (g) + 1e - Cl - (g) Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) Formação de um sólido a partir de seus íons.

6 Química Geral O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo da tabela periódica, (Grupo 1), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta um elétron na camada de valência. A sua Energia de Ionização é de 496 kJ.mol -1. Na (g) Na + (g) + 1e - Energia Absorvida = 496 kJ.mol -1 O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo grupo da tabela periódica, (Grupo 17), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta sete elétrons na camada de valência. A sua Afinidade Eletrônica é de 348 kJ.mol -1. Cl (g) + 1e - Cl - (g) Energia Liberada = 348 kJ.mol -1 Na + (g) + Cl - (g) Na + [Cl] - (g) Energia Liberada = 450 kJ.mol -1 Resumo: Na (g) + Cl (g) Na + [Cl] - Energia Liberada = 302 kJ.mol -1 O íon gasoso Na + Cl - é energeticamente mais estável do que os átomos de Na e Cl gasoso.

7 Química Geral Etapa A: Na (s) Na (g) Energia Absorvida = 108 kJ.mol -1 Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no estado sólido temos que: Etapa D: Cl (g) + 1e - Cl - (g) Energia Liberada = 348 kJ.mol -1 Etapa E: Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) Energia Liberada = 787 kJ.mol -1 Resumo: Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl (s) Energia Liberada = 410 kJ.mol -1 Etapa B: Na (g) Na + (g) + e - Energia Absorvida = 496 kJ.mol -1 Etapa C: ½ Cl 2 (g) Cl (g) Energia Absorvida = 121 kJ.mol -1

8 Química Geral Ligação Iônica

9 Química Geral Li (g) Li + (g) + 1e - Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol -1 Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que: F (g) + 1e - F - (g) Energia Liberada = 79,5 kJ.mol -1 Li (g) + F (g) Li + (g) + F - (g) Energia Absorvida = 44,8 kJ.mol -1 Quando paramos de fornecer a energia ocorre a atração formando um sólido.

10 Química Geral G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de empregado na distribuição de elétrons ao redor dos átomos e moléculas. Distribuição dos elétrons de valência ao redor dos átomos. Valência: É a capacidade de combinação dos átomos. Geralmente os elétrons da camada mais externa são os responsáveis pela formação da ligação ou pela combinação com outros átomos.

11 Química Geral Na (Z = 11): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Camada de Valência Cl (Z = 17): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 Camada de Valência Representação de Lewis: Na * Cl Na + [:Cl:] -.

12 Química Geral Langmuir: Provou experimentalmente que os gases nobres são elementos que possuem pequena reatividade química. São elementos que apresentam uma baixa afinidade eletrônica e uma elevada energia de ionização. São átomos considerados estáveis e que apresentam a sua camada de valência completa com oito elétrons. Regra do Octeto: Os átomos buscam a estabilidade com oito elétrons na camada de valência. Na (Z = 11): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Cl (Z = 17): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 Na + [:Cl:] -.

13 Química Geral A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas e estequiometria. Geralmente as ligações iônicas ocorrem pela ligação de um METAL (formam o octeto pela perda de um elétron) e os NÃO-METAIS (formam o octeto pela ganho de um elétron). Metais: Geralmente os que estão localizados a esquerda da tabela periódica apresentam baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica, desta forma espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência perder os elétrons, formando CÁTIONS. Não-Metais: Geralmente os que estão localizados a direita da tabela periódica apresentam alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica, desta forma espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência a ganhar os elétrons, formando ÁNIONS.

14 Química Geral Os metais formam cátions: - Monovalentes: Na + perdem 1 e - ; - Bivalentes: Ca 2+ perdem 2 e - ; - Trivalentes: Al 3+ perdem 3 e - ; - Tetravalentes: Pb 4+ perdem 4 e - ; - Pentavalentes: Bi 5+ perdem 5 e - ; Os nâo-metais formam ânions: - Com cinco elétrons: N recebem 3 e - ; - Com seis elétrons: O recebem 2 e - ; - Com sete elétrons: F recebe 1 e - ;

15 Química Geral Exercícios: 1. Escrever a configuração eletrônica dos Íons: a) In (Z = 49); - In 3+ : b) Cu (Z = 29) - Cu + : - Cu 2+ : c) Cr (Z = 24) - Cr 2+ : - Cr 3+ : d) P (Z = 15) - P -3 : Exceção: Nos átomos de Cr e Cu a subcamada (4s) contem apenas 1 elétron. Isto ocorre porque as energias 3d e 4s são muito próximas, de maneira que um dos elétron 4s passa para a subcamada 3d, devido a maior energia de emparelhamento.

16 Química Geral Exercícios: 1. Escrever a configuração eletrônica dos Íons: a) Fe (Z = 26); - Fe 2+ : - Fe 3+ : b) O (Z = 8) - O 2- :

17 Química Geral 2. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Cloreto de Cálcio (CaCl 2 ): Ca (Z = 20); Cl (Z = 17):

18 Química Geral 3. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Óxido de Alumínio (Al 2 O 3 ): Al (Z = 13); O (Z = 8):

19 Química Geral 4. O sulfato de alumínio é formado por íons Al 3+ e íons SO Qual é a sua fórmula empírica?

20 Química Geral LIGAÇÕES COVALENTES No modelo de ligação química denominada ligações covalentes dois átomos têm a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados entre os dois átomos. O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre não metais, ou entre um não metal e um semi-metal, ou seja átomos que necessitam receber elétrons.

21 Química Geral Molécula de O 2 Molécula de H 2 Molécula de Hidrogênio H 2 H (Z = 1) – 1s 1 Segundo a Regra de Hund H (Z = 1) – 1s Molécula de Hidrogênio O 2 O (Z = 8) – 1s 2, 2s 2, 2p 4 Segundo a Regra de Hund O (Z = 8) – 1s 2, 2s 2, 2p s 2 2s 2 2p 4 Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas:

22 Química Geral Molécula de HCl Molécula de N 2 Molécula de HF

23 Química Geral Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas: Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH 4 H (Z = 1) – 1s 1 C (Z = 6) – 1s 2 2s 2, 2p 2 - O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o elemento com a mais baixa energia de ionização. C H HH H * * * * _ _ __ 1 elétron de valência 4 elétron de valência

24 Química Geral Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH 3 H (Z = 1) – 1s 1 N (Z = 7) – 1s 2 2s 2, 2p 3 - O átomo de N é o átomo central. 1 elétron de valência 5 elétron de valência N H H H * * * _ _ _ *

25 Química Geral Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH 4 + H (Z = 1) – 1s 1 N (Z = 7) – 1s 2 2s 2, 2p 3 - O átomo de N é o átomo central. 1 elétron de valência 5 elétron de valência N H H H * * * _ _ _ * N H H H * * * _ _ _ H +

26 N H H H * * * _ _ _ H + Química Geral Ligação Covalente Coordeativa ou Dativa: Este tipo de ligação ocorre quando um par de elétrons não ligante é doado por um átomo, formando uma ligação covalente dativa. Todas as ligações N – H do íon amônio são idênticas em todas as suas propriedades mensuráveis.

27 Química Geral Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C 2 H 6 H (Z = 1) – 1s 1 C (Z = 6) – 1s 2 2s 2, 2p 2 - O átomo de C é o átomo central. 1 elétron de valência 4 elétron de valência C H H H * * * * _ _ __ C H H H * * * * _ _ _

28 Química Geral Ex1: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas de Acido Acético CH 3 COOH: C – 2 x 4 = 8 H – 4 x 1 = 4 O – 2 x 6 = 12 Total = 24 elétrons A molécula tem 12 pares de elétrons de valência

29 Química Geral Ex2: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas da Uréia (NH 2 ) 2 CO: C – 1 x 4 = 4 H – 4 x 1 = 4 O – 1 x 6 = 6 N – 2 x 5 = 10 Total = 24 elétrons A molécula tem 12 pares de elétrons de valência

30 Química Geral Limitações da Regra do Octeto: A regra do octeto nos diz que oito elétrons preenche uma camada para que o átomo possa atingir a configuração eletrônica de um gás nobre ns 2 np 6. Entretanto existem as seguintes situações: 1. Moléculas com número impares de elétrons: ClO 2, NO, NO 2 ; 2. Moléculas nas quais os átomos apresentam menos de um octeto, ou seja moléculas deficientes de elétrons: BF 3 ; 3. E quando o átomo central de uma molécula tem os orbitais (d) semi-preenchido, ele pode acomodar mais elétrons, 10, 12 ou até mais elétrons, nesta situação ocorre a expansão da camada de valência. Determinar a estrutura de Lewis para as moléculas: a) PCl 3 b) PCl 5 a) PCl 3. Cl (Z = 17) - 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5. 7 elétrons na camada de valência. P (Z = 15) - 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 3. 5 elétrons na camada de valência.

31 Química Geral P s 2 3p 3 Cl s 2 3p Cl s 2 3p Cl s 2 3p a) PCl 3.

32 Química Geral 5 x Cl s 2 3p P s 2 3p 3 3d P s 2 3p 3 3d b) PCl 5. HIBRIDIZAÇÃO dsp 3

33 Química Geral Ressonância – É uma mistura de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas com diferentes arranjos de elétrons. Íon Nitrato NO 3 - A estrutura apresenta uma distância de ligação igual para todas as ligações, simples e dupla (124 pm). A ligação dupla, N = O, (120 pm) é mais curta do que a ligação simples N – O (140 pm). NO O O. NO O O NO O O

34 Química Geral Molécula de Benzeno C 6 H 6

35 Química Geral OOO : O : : O : : O : : O : : O : : O : Molécula de Ozônio O 3

36 Química Geral 1. Carga Formal: Fornece a indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons por um átomo no processo da formação da ligação covalente. As estruturas com o menor valor de cargas formais são as mais prováveis de terem as menores energias. Balanço de Carga Dois métodos são empregados para determinar o balanço de carga, a Carga Formal e o Método de Oxidação. S O O O O S O O O O (a) (c) S O O O O (b).

37 Química Geral Carga Formal: (Elétrons de valência do átomo isolado) – (Elétrons de valência do átomo ligado) A soma aritmética de todas as cargas formais dos átomos que compõe uma molécula ou um íon é igual ao total cargas do molécula ou íon. - Para atribuir a Carga Formal de um átomo é necessário decidir quantos elétrons um átomo possui; * Primeiro Passo: Um átomo possui um elétron de cada par de ligação preso a ele. * Segundo Passo: Um átomo possui seus pares de elétrons isolados completamente; * Terceiro Passo: Conte o número de elétrons atribuídos em um átomo e subtraia o resultado do número de elétrons de valência do átomo livre.

38 Química Geral Considerando o exemplo do HClO 4 : ÁtomoElétrons de Valência do Átomo Isolado Elétrons de Valência do Átomo Ligado Carga Formal H110 O (2 ligações)660 O (1 ligações)67-1 (cada) Cl74+3 Carga Formal da Molécula (CF): 0 – 0 – 1 – 1 – = 0

39 Ex: PO 4 3- P O O O O (a) P O O O O (b) Química Geral O – CF = = -1 P – CF = = +1 O – CF = = 0 O – CF = = -1 P – CF = = 0

40 Química Geral Ex: NH 4 + N H H H H + Ex: NH 3 N H H H Ex: NO 3 - N O OO _ H – CF = = 0 N – CF = = 0 H – CF = = 0 N – CF = = +1 O – CF = = 0 O – CF = = -1 N – CF = = +1

41 Química Geral 2. Número de Oxidação: Existem dois métodos para se determinar o número de oxidação. - Método 1- Os elétrons de valência são contados da mesma forma que quando se atribui a carga formal, exceto que ambos os elétrons de ligação são atribuídos ao átomos MAIS ELETRONEGATIVO. Se os dois átomos ligados são o idênticos, o par compartilhado é dividido entre dois, como nas cargas formais.

42 Considerando o exemplo do HClO 4 : ÁtomoElétrons de Valência do Átomo Isolado Elétrons de Valência do Átomo Ligado Número de Oxidação H10+1 O (2 ligações)68-2 O (1 ligações)68-2 (cada) Cl70+7 Número de Oxidação : +1 – 2 – 2 – 2 – 2 +7 = 0 Química Geral

43 - Método 2- Um conjunto de regras foram estabelecidas para determinar o número de oxidação para o segundo método. REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO: 1- Flúor nos seus compostos apresenta sempre número de oxidação -1; 2- Oxigênio nos seus compostos possui número de oxidação -2; Exceções: a. Peróxido e Superóxidos: Estes compostos contém ligações O – O. O número de oxidação peróxido é -1 e nos superóxido é ½; b. Fluoreto de Oxigênio: A regra 1 sempre tem preferência. Em OF 2 e O 2 F 2 os números de oxidação de cada oxigênio são +2 e +1, respectivamente; 3- Hidrogênio: na maioria dos compostos o número de oxidação é +1; Exceções: Nos hidretos metálicos o valor é -1;

44 Química Geral 4- Compostos de elemento do grupo periódico I (metais alcalinos) e II (metais alcalinos terrosos): Este elementos tem seus números de oxidação +1 e +2, respectivamente; Elementos do Grupo III A, quando combinados, geralmente possuem número de oxidação +3; 5- Na fórmula da substância ou espécie (íon, átomo, molécula), a soma dos números de oxidação de todos os elementos é igual à carga elétrica que aparece com a formula; a. Um átomo de qualquer elemento no estado livre (não combinado) tem número de oxidação igual a zero (0); b. Qualquer íon simples (monoatômico) tem número de oxidação igual a sua carga. c. A soma dos números de oxidação de todos os átomos da fórmula (empírica ou moleculares) para um composto inteiro é igual a zero (0);

45 Química Geral d. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que aparecem na fórmula para um íon poliatômico ou complexo é igual à carga elétrica do íon. SubstânciaNúmero de oxidaçãoRegraComentários S8S8 S = 05aCada S = 0 CuCu = 05a HClH = +1 e Cl = -13 e 5cPor Subtração CH 4 H = +1 e C = -43 e 5cCada H é +1 NaH (hidreto)Na = +1 e H = -14, 3, 5c BaOBa = +2 e O = -24, 3, 5c BaO 2 (peróxido)Ba = +2 e O = -14, 2a, 5cCada O é -1 KNO 3 K= +1, O = -2 e N = +54, 2, 5c HSO 3 - H= +1, O = -2 e S = +43, 2, 5dPor Subtração Cr 2 O 7 2- O = -2 e Cr = +62, 5dPor Subtração Fe 3 O 4 O = -2 e Fe = 8/32, 5cPor Subtração C 6 H 12 O 6 H = +1, O = -2 e C = 03, 2, 5cPor subtração

46 Química Geral POLARIDADE DAS LIGAÇÕES - Ligações Iônicas; - Ligações Covalentes: a- Ligações Covalentes Polares; b- Ligações Covalentes Apolares. a) Polaridade das Moléculas Diatômicas:

47 Química Geral Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito de eletronegatividade. * Com base na definição de eletronegatividade foi possível desenvolver uma regra para determinar se uma ligação química apresenta um caráter iônico ou covalente. * Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em uma ligação química, for superior a 1,7, a Ligação Química apresenta um Caráter Iônico; * Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em uma ligação química, for inferior a 1,7, a Ligação Química apresenta um Caráter Covalente Polar; * Quando o valor da diferença de eletronegatividade,, entre os átomos em uma ligação química, for igual a 0 (zero), a Ligação Química apresenta um Caráter Covalente Apolar;

48 Química Geral Ligação Iônica – Átomos diferentes ligados. Diferença de eletronegatividade superior a 1,7. Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1. Ligação Covalente Polar – Átomos diferentes ligados. Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7. Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9. Ligação Covalente Apolar – Átomos iguais ligados. Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero). Eletronegatividade (Cl = 3,0) Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero).

49 Química Geral Todas as moléculas diatômicas são polares se suas ligações forem polares; Todas as moléculas diatômicas que são compostas por átomos diferentes são ligeiramente polares; AS LIGAÇÕES IÔNICAS E COVALENTES SÃO DOIS MODELOS EXTREMOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS. A MAIORIA DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS REAIS FICA EM UM LUGAR ENTRE PURAMENTE IÔNICO E PURAMENTE COVALENTE. Todas as moléculas diatômicas, homonucleares, tais como: O2, N2, Cl2 F2..., são apolares. Sua ligação química é uma Ligação Covalente Apolar.

50 Química Geral b) Polaridade das Moléculas Poliatômicas: A polaridade das moléculas poliatômicas dependem da Geometria da Molécula e do Número de elétrons Isolados na Molécula. cis-dicloro-eteno Molécula Polar μ 0 trans-dicloro-eteno Molécula Apolar μ = 0 μ - Momento de Polarizabilidade


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