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QUÍMICA GERAL LIGAÇÕES QUÍMICAS Prof. Sérgio Pezzin.

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1 QUÍMICA GERAL LIGAÇÕES QUÍMICAS Prof. Sérgio Pezzin

2 As ligações químicas e a energia eletrônica 2 átomos de H E tot = 2 x E H molécula H 2 E tot = E H2 Uma ligação química entre dois átomos é formada se o sistema resultante é mais éável (tem uma energia mais baixa) que aquee com os dois átomos separados. E H2 < 2x E H E diss = E H2 - 2x E H E diss : energia de dissociação energia de ligação E H2 = 436 kJ/mol distância de equilíbrio Comprimento da ligação r o = 74 pm distância internuclear

3 As ligações químicas e a energia eletrônica Uma ligação pode ser dos seguintes tipos: - por uma transferência completa de um ou mais elétrons: ligação iônica - se dois átomos compartilham 2 elétrons (cada átomo contribui com um): ligação covalente - se dois átomos compartilham 2 elétrons (um contribui com 2 e outro com 0): ligação covalente coordenada - Se todos os átomos compartilham os elétrons entre eles: ligação metálica

4 1.As ligações químicas são devidas às configurações dos elétrons de valência dos átomos. 2. A estrutura eletrônica de um átomo é dada por sua posição na tabela periódica. > pode-se prever o tipo de ligações químicas que são formadas por um átomo de pela sua posição na tabela periódica. As propriedades químicas de um átomo são dadas por sua posição na tabela periódica As ligações químicas e a érutura eletrônica des átomos

5 As diferenças de eletronegatividade A capacidade relativa dos átomos de atrair os elétrons de uma ligação química é chamada de eletronegatividade. atração relativa de cada átomo O átomo B tem maior eletronegatividade

6 Considere dois átomos A e B, com três possibilidades diferentes: 1 o caso: um dos átomos tem uma grande tendência de doar elétrons e outro uma grande tendência de aceitá-los, l EN AB l >> 0 ligação iônica 1 o caso: um dos átomos tem uma grande tendência de doar elétrons e outro uma grande tendência de aceitá-los, l EN AB l >> 0 ligação iônica 2 o caso: os dois átomos tendem a aceitar elétrons (ENs altas e comparáveis) eles compartilham dois elétrons ligação covalente l EN AB l 0 (ligação covalente não polar); l EN AB l > 0 (ligação covalente polar) 2 o caso: os dois átomos tendem a aceitar elétrons (ENs altas e comparáveis) eles compartilham dois elétrons ligação covalente l EN AB l 0 (ligação covalente não polar); l EN AB l > 0 (ligação covalente polar) 3 o caso: os dois átomos tendem a doar elétrons (têm EN baixa) vários átomos doam seus elétrons de valência formando um mar de elétrons que são compartilhados por todos os átomos l EN AB l 0 (e EN baixas) ligação metálica 3 o caso: os dois átomos tendem a doar elétrons (têm EN baixa) vários átomos doam seus elétrons de valência formando um mar de elétrons que são compartilhados por todos os átomos l EN AB l 0 (e EN baixas) ligação metálica As diferenças de eletronegatividade (EN)

7 Quiz 1) Que tipo de ligação química ocorre entre dois átomos de cloro? A) iônica B) covalente C) metálica 2) Que tipo de ligação é formada se um átomo de iodo e um átomo de potássio se encontram? A) iônica B) covalente C) metálica 3) Que tipo de ligação química é presente na molécula Al 2 ? A) covalente B) iônica C) metálica 4) Que tipo de ligação química é presente no alumínio sólido ? A) covalente B) iônica C) metálica

8 Quiz (continuação) 5) Que tipo de ligação química é presente no composto BaCl 2 ? A) iônica B) covalente C) metálica 2) Que tipo de ligação química é presente na molécula O 3 (ozônio)? A) iônica B) covalente C) metálica 3) Que tipo de ligação química ocorre na molécula CsAu? A) covalente B) iônica C) metálica 4) Que tipo de ligação química é presente no composto CuSn? A) covalente B) iônica C) metálica

9 A ligação iônica: transferência completa de elétrons EN AB >>0 (entre metais e não-metais) Reação de alumínio (EN = 1.5) com bromo (EN = 2.8) ( EN = 1.3): 2Al + 3Br 2 2Al 3+ Br - 3 cristais iônicos NaCl MgAl 2 O 4 Cu 2 CO 3 (OH) 2 Al 2 O 3 + CrMnCO 3 CaF 2 Cristalo- gênese

10 Energias associadas à formação de compostos iônicos NaCl(s) Ciclo de Born-Haber para 1 mol de NaCl Na(s) + ½ Cl 2 (g) H f Na(g) + ½ Cl 2 (g) H s = +107 kJ/mol Na(g) + Cl(g) H D = +122 kJ/mol Na + (g) + Cl(g) + e - H I = +496 kJ/mol Na + (g) + Cl - (g) H AE = -349 kJ/mol H ER = -787 kJ/mol H f = H s + H D + H I + H AE + H ER H f = -411 kJ/mol (exotérmica)

11 A energia de retículo NaCl Na + Cl - r r: distância Na + - Cl - q 1 : carga do cátion (q 1 = +1e) q 2 : carga do ânion (q 2 = -1e) 0 : constante dielétrica do vácuo M: constante de Madelung (fator geométrico do retículo) M(NaCl) = Energia de retículo

12 Retículos Cristalinos Um sólido cristalino é constituído pela repetição periódica (3 D) de uma estrutura atômica, iônica ou molecular, chamada de célula unitária. A periodicidade da estrutura de um cristal é representada por um conjunto de pontos dipostos regularmente. Este conjunto se chama retículo cristalino. face centrada (F,C) centrada (I) primitiva (P) Tipos de células unitárias

13 Os 14 retículos cristalinos de Bravais cúbico tetragonal ortorrômbico monoclínico triclínico romboédrico

14 As estruturas compactas Cúbica compacta (fcc) sequência: ABCABC.. Hexagonal compacta (hcp) sequência: ABABAB... Átomos estão arranjados o mais densamente possível. São caracterizadas por números de coordinação altos (CN = 12).

15 Sólidos iônicos arranjo de esferas cúbico compacto o cátion ocupa um sítio cúbico CN cation = 8 r anion /r cation > 0.73 r cation um pouco maior contato cátions- ânions máximo

16 Sítios intersticiais Sítio cúbico CN cation = 8 r anion /r cation > 0.73 Sítio octaédrico CN cation = 6 r anion /r cation > Sítio tetraédrico CN cation = 4 r anion /r cation > Cátions grandes cátions médios cátions pequenos

17 As estruturas dos sólidos iônicos Retículo cúbico simples, cátions em sítio cúbico (CN cation = CN anion = 8 R > 0.73) CsCl, CsBr, CsI, NH 4 Cl etc.. Compostos do tipo MX tipo cloreto de césio Retículo cúbico de face centrada, cátions em sítio octaédrico (CN cation = CN anion = 6, R > 0.414) NaCl, KBr,RbI, MgO,CaO, AgCl etc.. tipo cloreto de sódio

18 As estruturas dos sólidos iônicos Retículo cúbico de face centrada, cátions no ½ dos sítios tetraédricos (CN cation = 4, R > 0.225) ZnS, CdS,HgS etc.. Compostos do tipo MX tipo ZnS (esfalerita) Retículo cúbico tetragonal, cátions em sítios octaédricos (CN cation = 6, R > 0.414) TiO 2,MnO 2,SnO 2,MgF 2,ZnF 2, etc.. tipo TiO 2 (rutilo) Quanto mais próximos r cation e r anion, mais compacta a estrutura. Compostos do tipo MX 2

19 entalpias reticulares a 25 C

20 Propriedades dos compostos iônicos - interações atrativas com água (hidrófilos) - em solução: conduz eletricidade + -


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