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LIGAÇÕES QUÍMICAS. LIGAÇÃO QUÍMICA: É a força atrativa que mantém os átomos unidos. O comportamento químico dos átomos é determinado pelos seus elétrons.

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1 LIGAÇÕES QUÍMICAS

2 LIGAÇÃO QUÍMICA: É a força atrativa que mantém os átomos unidos. O comportamento químico dos átomos é determinado pelos seus elétrons de valência. As reações químicas são consequência da perda, do ganho ou do compartilhamento dos elétrons de valência.

3 Representação dos elétrons de valência: Lewis, 1916 Grupo 1 Grupo 2 Grupo 13 Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17 Grupo 18 1 e- 2 e- 3 e- 4 e- 5 e- 6 e- 7 e- 8 e-

4 Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam estáveis (configuração de gases nobres). Na doa 1 e-Cl recebe 1 e- 2 H compartilham seus elétrons

5 Tipos de Ligações: Ligação Iônica Ligação Covalente Ligação Metálica

6 Ligações Iônicas: Consistem na transferência de elétrons entre os átomos, gerando íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions); Forças eletrostáticas são responsáveis por manter próximos os íons de sinais contrários; Ocorrem normalmente quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos é grande (metais e não-metais).

7 * Ponto de fusão e ebulição altos Sólidos Iônicos: * São quebradiços

8 * São solúveis em solventes polares (porém muitas vezes a solubilidade é baixa!!)

9 * Conduzem eletricidade em solução ou quando fundidos;

10 Na (g) + Cl (g) NaCl (g) E f E f = Energia de formação A densidade eletrônica fica sobre o átomo mais eletronegativo.

11 Processos envolvidos: 1º) Arrancar 1 e- do átomo de Na: Energia de Ionização (EI) 2º) Adicionar 1 e- ao átomo de Cl: Afinidade eletrônica (AE) 3º) Emparelhar os dois íons para formar um par iônico: Energia do par iônico (E par iônico )

12 R: E f = kJ/mol Exercício 1: Calcule a energia de formação do cloreto de sódio gasoso com base nos dados abaixo: Na (g) + Cl (g) NaCl (g) E f EI = kJ/mol AE = kJ/mol E par iônico = kJ/mol

13 E par iônico q +. q - r onde, q + = carga do cátion q - = carga do ânion r = distância internuclear

14 Carga dos íons: E par iônico (NaCl) < E par iônico (CaO) Distância internuclear dos íons: E par iônico (LiCl) > E par iônico (NaCl) > E par iônico (KCl) A energia do par iônico depende da:

15 Para N pares iônicos, devem ser considerados também as forças repulsivas entre íons de mesma carga: E repulsiva 1 r n A energia de ligação do cristal iônico (E rede ) é o somatório das energias atrativas e repulsivas.

16 E rede = é a energia liberada quando 1 mol de pares de íons, no estado gasoso, se aproximam de uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico.

17 E par iônico q +. q - r E repulsiva 1 r n NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) é mais estável do que Na + (g) e Cl - (g). Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) E rede

18 Ciclo de Born-Haber: O ciclo de Born-Haber nos auxilia a calcular a energia envolvida na formação de um sólido iônico a partir de seus elementos na forma mais pura. Em seu estado mais puro: Sódio: sólido – Na (s) Cloro: gás – Cl 2(g) Na (s) + ½ Cl 2(g) NaCl (s) E f

19 Exercício 2: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a energia de formação do cloreto de sódio sólido com base nos dados abaixo: Na (s) + ½ Cl 2(g) NaCl (s) E f E sublimação = + 107,32 kJ/mol E dissociação = + 243,36 kJ/mol EI = kJ/mol AE = kJ/mol E rede = kJ/mol R: E f = kJ/mol

20 Exercício 3: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a energia de rede do cloreto de cálcio sólido com base nos dados abaixo: Ca (s) + Cl 2(g) CaCl 2(s) E f E sublimação = kJ/mol E dissociação = kJ/mol 1ª EI = kJ/mol 2ª EI = kJ/mol AE = kJ/mol E f = kJ/mol R: E rede = kJ/mol

21 Exercício 4: A partir dos dados experimentais, monte o ciclo de Born-Haber, diga o que ocorre em cada etapa e calcule a energia de rede: Na (s) + ½Br 2(l) NaBr (s) E f Na (s) + ½Br 2(L) NaBr (s) kJ/mol Na (s) Na (g) 109 kJ/mol Br 2(L) Br 2(g) 31 kJ/mol Na (g) Na + (g) + 1e kJ/mol Br 2(g) 2Br (g) 192 kJ/mol Br (g) + 1 e - Br - (g) - 342,5 kJ/mol R: E rede = kJ/mol

22 Ligações Covalentes: Resultam do compartilhamento de elétrons entre átomos que apresentam pouca ou nenhuma diferença de eletronegatividade (ligação entre não-metais); Há sobreposição de nuvens eletrônicas; As ligações são localizadas (a densidade eletrônica fica entre os átomos).

23 H + H H 2

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26 Ordem de Ligação (OL): Indica o número de ligações covalentes que unem um par específico de átomos. OL = 1 H 2, F 2, NH 3, CH 4, C 2 H 6 OL = 2 CO 2, C 2 H 4 OL = 3 C 2 H 2 Quanto maior a densidade eletrônica entre os átomos (maior compartilhamento), maior é a ordem de ligação.

27 Ordem de ligação × energia de ligação: Energia de ligação: é a energia necessária para romper uma ligação química. A quebra de uma ligação é sempre um processo endotérmico. Quanto maior é a ordem de ligação (maior sobreposição da densidade eletrônica), maior é a quantidade de energia necessária para romper a ligação covalente.

28 Ordem de ligação × comprimento de ligação: Quanto maior é a ordem de ligação (maior sobreposição da densidade eletrônica), menor é o comprimento da ligação covalente. Comprimento de ligação C-C: C 2 H 6 > C 2 H 4 > C 2 H 2 (OL=1) (OL=2) (OL=3)

29 Raio atômico (pm) Energia de ligação (kJ/mol)

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31 Ligações Metálicas: Resultam de forças atrativas que mantém metais puros unidos; Metais tem baixo potencial de ionização; São ligações deslocalizadas.

32 Sólidos Metálicos: -Bons condutores térmicos; -Bons condutores elétricos; -Deformam-se (maleabilidade e ductibilidade); -Apresentam brilho metálico.

33 Resistência Mecânica Brilho Metálico

34 Teoria da nuvem eletrônica ou mar de e- livres. Os elétrons de valência não estão ligados a um único átomo e estão relativamente livres para se movimentarem por todo o metal.

35 Os elétrons de valência movem-se livremente pela rede de íons metálicos positivos, explicando a boa condutividade elétrica dos metais. O compartilhamento destes elétrons pelos vários núcleos dos metais é responsável pela forte adesão dos átomos.

36 A teoria do mar de elétrons explica: * Condutividade eletrônica * Cor da maioria dos metais A teoria do mar de elétrons não explica: * Capacidade calorífica * Susceptibilidade magnética * A cor de metais como cobre e ouro * A existência de materiais semicondutores e isolantes

37 Teoria das bandas de valência.

38 Li 2s 1 Be 2s 2 Diamante Silício Estados preenchidos Estados vazios Banda vazia Banda preenchida Gap Condutores Gap = 0 Isolantes Gap > 3 eV Semicondutores 0 < Gap < 3 eV Banda de condução vazia Banda de condução vazia Banda vazia Banda de valência preenchida Banda de valência preenchida


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