UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

Apresentação em tema: "UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS"— Transcrição da apresentação:

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

2 UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS
Química Geral UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 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.

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

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

5 Na + (g) + Cl - (g) NaCl(s)
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) e- 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 Na (g) Na+(g) + 1e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
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. 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. Na (g) Na+(g) e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1 Cl (g) e 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 Resumo: Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) Energia Liberada = 410 kJ.mol-1
Química Geral Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no estado sólido temos que: Etapa A: Na (s) Na(g) Energia Absorvida = 108 kJ.mol-1 Etapa B: Na (g) Na+(g) + e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1 Etapa C: ½ Cl2 (g) Cl(g) Energia Absorvida = 121 kJ.mol-1 Etapa D: Cl (g) e 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 Cl2 (g) NaCl (s) Energia Liberada = 410 kJ.mol-1

8 Química Geral Ligação Iônica

9 Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que:
Química Geral Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que: Li (g) Li+(g) e- Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol-1 F (g) e 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 ● Na * Cl ● [:Cl:]- Na+ . . Química Geral
Camada de Valência Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Camada de Valência Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Representação de Lewis: Na * Cl ● ● Na+ [:Cl:]- . .

12 [:Cl:]- Na+ . . 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): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Na+ [:Cl:]- . .

13 A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas
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: Ca2+ perdem 2 e-; - Trivalentes: Al3+ perdem 3 e-; - Tetravalentes: Pb4+ perdem 4 e-; - Pentavalentes: Bi5+ 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); - In3+: b) Cu (Z = 29) - Cu+: - Cu2+: c) Cr (Z = 24) - Cr2+: - Cr3+: 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); - Fe2+: - Fe3+: b) O (Z = 8) - O2-:

17 Química Geral 2. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Cloreto de Cálcio (CaCl2): Ca (Z = 20); Cl (Z = 17):

18 Química Geral 3. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Óxido de Alumínio (Al2O3): Al (Z = 13); O (Z = 8):

19 Química Geral 4. O sulfato de alumínio é formado por íons Al3+ e íons SO42-. 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 Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas: Molécula de H2 Molécula de Hidrogênio H2 H (Z = 1) – 1s1 Segundo a Regra de Hund 1 Molécula de Hidrogênio O2 Molécula de O2 O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4 Segundo a Regra de Hund 1 1s2 2s2 2p4

22 Química Geral Molécula de N2 Molécula de HCl Molécula de HF

23 Química Geral Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas: Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH4 - O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o elemento com a mais baixa energia de ionização. C H * + _ 1 elétron de valência H (Z = 1) – 1s1 4 elétron de valência C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2

24 Química Geral Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH3 N H * + _ * * - O átomo de N é o átomo central. 1 elétron de valência H (Z = 1) – 1s1 5 elétron de valência N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3

25 * * N * H + H * * N * H + _ + _ Química Geral
Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH4+ N H * + _ * * - O átomo de N é o átomo central. 1 elétron de valência H (Z = 1) – 1s1 5 elétron de valência N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3 N H * + _ * * H +

26 + H * * N * 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. N H * + _ * * H + 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 C2H6 - O átomo de C é o átomo central. C H * + _ 1 elétron de valência H (Z = 1) – 1s1 4 elétron de valência C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2

28 Química Geral Ex1: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas de Acido Acético CH3COOH: 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 (NH2)2CO: 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 ns2 np6. Entretanto existem as seguintes situações: 1. Moléculas com número impares de elétrons: ClO2, NO, NO2; 2. Moléculas nas quais os átomos apresentam menos de um octeto, ou seja moléculas deficientes de elétrons: BF3; 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) PCl3 b) PCl5 a) PCl3. P (Z = 15) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. 5 elétrons na camada de valência. Cl (Z = 17) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. 7 elétrons na camada de valência.

31 Química Geral a) PCl3. P - 1 3s2 3p3 Cl - 1 3s2 3p5 . .

32 Química Geral b) PCl5. P - 1 3s2 3p3 3d 5 x Cl - 1 3s2 3p5 HIBRIDIZAÇÃO dsp3 P - 1 3s2 3p3 3d

33 Química Geral Ressonância – É uma mistura de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas com diferentes arranjos de elétrons. Íon Nitrato NO3- N O . . N O . . N O . . 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).

34 Química Geral Molécula de Benzeno C6H6

35 . . . . . . O O O :O: :O : :O: :O: :O: :O :
Química Geral Molécula de Ozônio O3 O O O :O: :O : :O: :O: :O: :O :

36 Química Geral Balanço de Carga Dois métodos são empregados para determinar o balanço de carga, a Carga Formal e o Método de Oxidação. 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. S O . . -2 -1 +2 (a) (c) +1 (b)

37 Química Geral 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. Carga Formal: (Elétrons de valência do átomo isolado) – (Elétrons de valência do átomo ligado)

38 Considerando o exemplo do HClO4:
Química Geral Considerando o exemplo do HClO4: Átomo Elétrons de Valência do Átomo Isolado Elétrons de Valência do Átomo Ligado Carga Formal H 1 O (2 ligações) 6 O (1 ligações) 7 -1 (cada) Cl 4 +3 Carga Formal da Molécula (CF): 0 – 0 – 1 – 1 – = 0

39 Química Geral P O . . -3 -1 +1 (a) Ex: PO43- P O . . -3 -1 (b) O – CF = = -1 P – CF = = +1 O – CF = = 0 O – CF = = -1 P – CF = = 0

40 Química Geral Ex: NH4+ N H + H – CF = = 0 N – CF = = +1 Ex: NH3 N H H – CF = = 0 N – CF = = 0 N O _ Ex: NO3- 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 HClO4:
Química Geral Considerando o exemplo do HClO4: Átomo Elétrons de Valência do Átomo Isolado Elétrons de Valência do Átomo Ligado Número de Oxidação H 1 +1 O (2 ligações) 6 8 -2 O (1 ligações) -2 (cada) Cl 7 +7 Número de Oxidação : +1 – 2 – 2 – 2 – 2 +7 = 0

43 Química Geral - 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 OF2 e O2F2 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. Substância Número de oxidação Regra Comentários S8 S = 0 5a Cada S = 0 Cu Cu = 0 HCl H = +1 e Cl = -1 3 e 5c Por Subtração CH4 H = +1 e C = -4 Cada H é +1 NaH (hidreto) Na = +1 e H = -1 4, 3, 5c BaO Ba = +2 e O = -2 BaO2 (peróxido) Ba = +2 e O = -1 4, 2a, 5c Cada O é -1 KNO3 K= +1, O = -2 e N = +5 4, 2, 5c HSO3- H= +1, O = -2 e S = +4 3, 2, 5d Cr2O72- O = -2 e Cr = +6 2, 5d Fe3O4 O = -2 e Fe = 8/3 2, 5c C6H12O6 H = +1, O = -2 e C = 0 3, 2, 5c Por subtração

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

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; Todas as moléculas diatômicas, homonucleares, tais como: O2, N2, Cl2 F2..., são apolares. Sua ligação química é uma Ligação Covalente Apolar. 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.

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