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LIGAÇÕES QUÍMICAS.

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Apresentação em tema: "LIGAÇÕES QUÍMICAS."— Transcrição da apresentação:

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

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

9 * Conduzem eletricidade em solução ou quando fundidos;

10 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.

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 (Epar iônico)

12 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 = kJ/mol AE = kJ/mol Epar iônico = kJ/mol R: Ef = kJ/mol

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

14 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)

15 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.

16 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.

17 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).

18 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

19 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 = kJ/mol AE = kJ/mol Erede = kJ/mol R: Ef = kJ/mol

20 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 = kJ/mol Edissociação = kJ/mol 1ª EI = kJ/mol 2ª EI = kJ/mol AE = kJ/mol Ef = kJ/mol R: Erede = kJ/mol

21 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) kJ/mol Na(s)  Na(g) kJ/mol Br2(L)  Br2(g) kJ/mol Na(g)  Na+(g) + 1e kJ/mol Br2(g)  2Br(g) kJ/mol Br(g) + 1 e-  Br-(g) ,5 kJ/mol R: Erede = 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  H2

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26 Ordem de Ligação (OL): Indica o número de ligações covalentes que unem um par específico de átomos. OL = H2, F2, NH3, CH4, C2H6 OL = CO2, C2H4 OL = C2H2 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: C2H6 > C2H4 > C2H2 (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 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


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