LIGAÇÕES QUÍMICAS

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.

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-

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

Tipos de Ligações: Ligação Covalente Ligação Iônica Ligação Metálica

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).

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

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

* Conduzem eletricidade em solução ou quando fundidos;

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

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 (Epar iônico)

Na(g) + Cl(g) → NaCl(g) Ef Exercício 1: Calcule a energia de formação do cloreto de sódio gasoso com base nos dados abaixo: Na(g) + Cl(g) → NaCl(g) Ef EI = + 502 kJ/mol AE = - 349 kJ/mol Epar iônico = - 552 kJ/mol R: Ef = - 399 kJ/mol

onde, q+ = carga do cátion q- = carga do ânion r = distância internuclear Epar iônico  q+ . q- r

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

Para N pares iônicos, devem ser considerados também as forças repulsivas entre íons de mesma carga: Erepulsiva  1 rn A energia de ligação do cristal iônico (Erede) é o somatório das energias atrativas e repulsivas.

Erede = 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.

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) Erede Epar iônico  q+ . q- r Erepulsiva  1 rn NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) é mais estável do que Na+(g) e Cl-(g).

Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) Ef 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 – Cl2(g) Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) Ef

Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) Ef 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) + ½Cl2(g) → NaCl(s) Ef Esublimação = + 107,32 kJ/mol Edissociação = + 243,36 kJ/mol EI = + 496 kJ/mol AE = - 349 kJ/mol Erede = - 786 kJ/mol R: Ef = - 410 kJ/mol

Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s) Ef 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) + Cl2(g) → CaCl2(s) Ef Esublimação = + 192 kJ/mol Edissociação = + 238 kJ/mol 1ª EI = + 590 kJ/mol 2ª EI = + 1146 kJ/mol AE = - 350 kJ/mol Ef = - 795 kJ/mol R: Erede = - 2261 kJ/mol

Na(s) + ½Br2(l) → NaBr(s) Ef 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) + ½Br2(l) → NaBr(s) Ef Na(s) + ½Br2(L)  NaBr(s) - 360 kJ/mol Na(s)  Na(g) 109 kJ/mol Br2(L)  Br2(g) 31 kJ/mol Na(g)  Na+(g) + 1e- 496 kJ/mol Br2(g)  2Br(g) 192 kJ/mol Br(g) + 1 e-  Br-(g) - 342,5 kJ/mol R: Erede = - 734 kJ/mol

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).

H + H  H2

Ordem de Ligação (OL): Indica o número de ligações covalentes que unem um par específico de átomos. OL = 1 H2, F2, NH3, CH4, C2H6 OL = 2 CO2, C2H4 OL = 3 C2H2 Quanto maior a densidade eletrônica entre os átomos (maior compartilhamento), maior é a ordem de ligação.

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.

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: C2H6 > C2H4 > C2H2 (OL=1) (OL=2) (OL=3)

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

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

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

Resistência Mecânica Brilho Metálico

“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.

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.

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

“Teoria das bandas de valência”.

Li 2s1 Be 2s2 Diamante Silício Estados preenchidos vazios Banda vazia Banda preenchida Gap Condutores Gap = 0 Isolantes Gap > 3 eV Semicondutores 0 < Gap < 3 eV Banda de condução vazia Banda vazia Banda de valência preenchida