Ligações químicas Matéria é formada por átomos que

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1 Ligações químicas Matéria é formada por átomos que
Livro: Química a ciência central - Brown, LeMay, Bursten 9º ed. pág. 252. Ligações químicas Matéria é formada por átomos que se unem espontaneamente uns aos outros Como os átomos estão unidos entre si? Qual a natureza dessas interações? John Dalton ( ) químico inglês considerado o pai do átomo

2 Aumenta sua Estabilidade
Ligações Químicas Aumenta sua Estabilidade Adquirem distribuição eletrônica Semelhante aos Gases nobres Regra do Octeto ( 2 ou 8 elétrons na CV)

3 As ligações químicas podem se divididas em dois grupos
1. Ligações químicas fortes (Interatômicas) - iônicas - covalentes - metálicas 2. Ligações químicas fracas (Intermoleculares) - ligações de Hidrogênio - forças de Van der Waals

4 O íon fica com 8 elétrons na camada de valência
1.1. Ligação Iônica 11Na = 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 metal + não-metal Configuração do gás nobre Ne O íon fica com 8 elétrons na camada de valência (REGRA DO OCTETO) 17Cl = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Configuração do gás nobre Ar Força de atração eletrostática  ligação iônica

5 Consultando a tabela periódica !
Ca  família 2A  Ca2+ Cl  família 7A  Cl- CaCl2 Ca2+ Cl- Al  família 3A  Al3+ O  família 6A  O2- Al2O3 Al3+ O2-

6 Propriedades gerais dos compostos iônicos:
a) sólidos cristalinos (quebradiços) LIGAÇÕES IÔNICAS Propriedades gerais dos compostos iônicos: Cloro Sódio

7 Cloro Sódio b) pontos de ebulição e fusão altos:
c) condução de eletricidade no estado líquido ou aquoso: NaCl(s) Na+(l) + Cl-(l) NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Cloro Sódio H2O

8 Células unitárias: É a menor unidade que se repete e que tem todas as características de simetria da forma organizada espacial dos átomos.

9 Cristais iônicos – outros tipos

10 Estrutura do NaCl (sistema cúbico)
Raio Cl- = 167 pm Raio Na+ = 116 pm 1/8 Cl- em cada vértice + ½ Cl- em cada face 1/4 Na+ em cada aresta + 1 Na+ central

11 Exemplo 1: Na = 23 u Cl = 35,5 u

12 Entalpia de rede Energia requerida para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasoso (relaciona diretamente à estabilidade de um composto iônico).

13 Livro: Química a ciência central - Brown, LeMay, Bursten 9º ed. pág

14 Exemplo 1: Ciclo de Born-Haber Utilizando a ciclo de Born-Haber, determine o Hrede do NaCl(s) Hf NaCl(s) = kJ/mol H sublimação Na(s) = 108 kJ/mol H ionização Na(g) = I(Na) = 496 kJ/mol H dissociação da ligação (Cl-Cl) = 240 kJ/mol H eletroafinidade Cl = E(Cl) = kJ/mol

15 Exemplo 2: Utilizando a ciclo de Born-Haber, determine o Hrede do KCl(s) Hf KCl(s) = kJ/mol H sublimação K(s) = 89 kJ/mol H ionização K(g) = I(K) = 425 kJ/mol H dissociação da ligação (Cl-Cl) = 240 kJ/mol H eletroafinidade Cl = E(Cl) = kJ/mol

16 Exemplo 3: Utilizando a ciclo de Born-Haber, determine o Hrede do CaF2(s) Hf CaF2(s) = kJ/mol H sublimação Ca(s) = 180 kJ/mol H ionizações Ca(g) = I(Ca) = 1731 kJ/mol H dissociação da ligação (F-F) = 139 kJ/mol H eletroafinidade F = E(F) = kJ/mol

17 1.2. Ligações covalentes Ligações múltiplas x comprimento da ligação

18 A molécula de hidrogênio H2

19 Polaridade da ligação e eletronegatividade
Escala de eletronegatividade de Linus Pauling: F (o mais eletronegativo) = 4,0 Cs (o menos eletronegativo) = 0,7 *escala sem unidades ** desenvolvida a partir de parâmetros termodinâmicos

20 eletronegatividade

21 Exemplo 4. Para os elementos nitrogênio e flúor, desenhe a estrutura de Lewis e determine a fórmula do composto estável formado pela reação do nitrogênio com o flúor. Exemplo 5. Compare os símbolos de Lewis para o neônio com a estrutura de Lewis para o metano, CH4. Qual a principal semelhança entre as distribuições dos elétrons ao redor do átomo de neônio e de carbono? Em que importante aspecto elas são diferentes? Exemplo 6. Desenhe a estrutura de Lewis para as seguintes espécies químicas: a) PCl3 b) CH2Cl2 c) HCN d) C2H4 e) H2SO4 f) H2CO3 g) BrO3- h) PO43- i) ClO2-

22 Estrutura de Lewis e carga formal
Critérios para escolha da estrutura mais estável Cargas formais muito próximas de zero e Qualquer carga negativa localizada no átomo mais eletronegativo.

23 Exemplo 7. Três estruturas possíveis do tiocianato, NCS- são:
Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial? Exemplo 8. O íon cianato (NCO-), como o íon tiocianato, tem três estruturas de Lewis possíveis. a) Desenhe essas estruturas teóricas. b) Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial?

24 Ligações químicas – Ressonância
Quando ocorre a mudança da posição dos elétrons ligantes sem mudar a posição dos átomos a estrutura será um híbrido de ressonância dessas estruturas.

25 Exemplos de ressonância

26 1.3. Ligações metálicas Propriedades físicas
1) Pontos de fusão e ebulição elevados (Na) T°fusão = 97,8 °C (Mg) T°fusão = 650 °C (Al) T°fusão = 660 °C 2) São condutores de calor e energia elétrica 3) São dúcteis e maleáveis

27 LIGAS METÁLICAS metal wood T°fusão = 70°C

28 Curiosidade ! Diamante 1 quilate = 200mg ou 0,2g  Ouro
1 quilate = 4,1666 % (m/m) em ouro Ouro 24 quilates: 100% Ouro 18 quilates: 75% Au + 25% Cu/Ag Ouro 12 quilates: 50% Au + 50% Cu/Ag

29 Modelo 1: “mar de elétrons”
 Íon metálico  Elétrons de valência

30 Modelo 2: Orbital molecular para metais ou Teoria de banda
Metal condutor: bandas de orbitais moleculares parcialmente preenchidas com elétrons *bandas de orbitais moleculares = bandas de energia

31 Orbital molecular para metais ou Teoria de banda
Ligação metálica Banda de condutividade Banda de valência Orbital molecular para metais ou Teoria de banda

32 Semicondutores Semicondutor ↑T° conduz corrente elétrica

33 Dopagem A condutividade elétrica de um isolante ou semicondutor pode ser modificada adicionando-se pequenas quantidades de outras substâncias a) Silício puro b) Dopagem do silício por adição de fósforo Semicondutor do “tipo n”. c) Dopagem do silício por adição de gálio Semicondutor do “tipo p”. Silício: família 4A Fósforo: família 5A Gálio: família 3A

34 hibridização sp2 (plana)
Bom condutor de eletricidade Nos anéis hexagonais existem duplas ligações, ou ligações pi (π), conjugadas, que permitem a migração dos elétrons.  hibridização sp2 (plana) Mal condutor de eletricidade diamante não possui ligações duplas, e seus carbonos possuem hibridização sp3 (tetraédrica)

35 Ligas metálicas - Átomos do soluto ocupam posições intersticial entre átomos de solvente. - Raio atômico do soluto muito menor que o solvente. - Geralmente o elemento intersticial é um não metal. - Rede metálica mais dura, mais forte e menos dúctil. - Átomos do soluto podem ocupar posições dos átomos de solventes. - Raio atômico do soluto e solvente similares.

36 Ligas metálicas intersticial - aço

37 Magnetismo diamagnético paramagnético ferromagnético
Elétrons emparelhados Elétrons desemparelhados com momentos magnéticos não alinhados Elétrons desemparelhados com momentos magnéticos alinhados

38 Exemplo 23:17 - O sódio é uma substância altamente maleável, enquanto o cloreto de sódio não é. Explique essa diferença nas propriedades. Exemplo 23:19 - A prata tem as mais altas condutividades elétricas e térmicas entre todos os metais. Como o modelo de mar de elétrons pode explicá-las? Exemplo 23:23 - De acordo com a teoria de banda, como os isolantes diferem dos condutores? Como os semicondutores se diferem dos condutores? Exemplo 23:24 – Qual você espera ser melhor condutor de eletricidades, o germânio ou o germânio dopado com arsênio? Justifique sua resposta usando o modelo do orbital molecular (teoria de banda). Exemplo 23:28 – Distinga entre ligas substitucional e intersticial. Quais as condições que favorecem a formação de ligas substitucionais. Brown, LeMay e Bursten: Química – a ciência central 9º edição, pág. 880 e 881.

39 2. Forças intermoleculares
Livro: Química a ciência central - Brown, LeMay, Bursten 9º ed. pág. 375. 2. Forças intermoleculares 2.1. Ligações de hidrogênio Hidrogênio ligado a F, O, N. F – O – N – Cl – Br – I – S – C – P – H ELETRONEGATIVIDADE CRESCENTE

40 ↑ forças intermoleculares, maior será T⁰fusão e T⁰ebulição

41  2.2. Forças íon-dipolo H2O NaCl(s) Na+(aq) + Cl- (aq)
Solução de substâncias iônicas em líquidos polares como solução de NaCl em água

42 Moléculas polares próximas uma das outras
 2.3. Forças dipolo-dipolo Moléculas polares próximas uma das outras

43  2.4. Forças de dispersão de London
↑pressão e ↓temperatura, favorecem a formação de dispersão de London em gases apolares

44  Resumo das forças intermoleculares
Intensidade da interação

45 Exemplo 14: No gráfico abaixo fornece os pontos de ebulição dos hidretos da família 4A e 6A versus massa molecular. O ponto de ebulição da água aparece de forma “anômala”. Explique. Exemplo 15: Coloque as substâncias BaCl2, H2, CO, HF e Ne em ordem crescente de temperatura de ebulição.

46 Exemplo 16: Determinados insetos podem andar sobre
a água. Explique. Exemplo 17: Quando gotejamos água sobre uma superfície de vidro, observamos o seguinte fenômeno ilustrado abaixo. Explique.