Apostila Ligações Químicas PDF

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Ligações químicas...

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Disciplina: Química I (QUI0064) Profa. Dra. Débora Santos Silva Bezerra LIG IGAÇÕE ÕES QUÍMI CAS Os átomos se ligam porque, quando ligados, estão em um estado mais estável do que quando “separados”. A regra do OCTETO Os átomos ganham, perdem ou compartilham elétrons de modo a ficarem com o mesmo número de elétrons de um gás nobre. *ATENÇÃO: Existem muitas exceções à regra do octeto! Símbolos de Lewis Cada elétron de valência é representado como um ponto em torno do símbolo do elemento. 1) Ligação Iônica: deve-se as forças eletrostáticas que existem entre os íons de cargas opostas. Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl (s)

∆Hof = -410,9 Kj

Como se formam as ligações iônicas? O NaCl é um composto iônico: metal de baixa energia de ionização e um não-metal com alta afinidade por elétrons. Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions que se mantêm juntos em um arranjo regular.

Fórmulas iônicas O número de cargas positivas é igual ao número de cargas negativas (composto eletricamente neutro). Na+ + Cl- → NaCl

3 Mg2+ + 2 N3- → Mg3N2

2 Al3+ + 3 O2- → Al2O3

Fe2+ + O2- → FeO

2 Al3+ + 3 SO42- → Al2(SO4)3

NH4+ + PO43- → (NH4)3PO4

Por que o NaCl é mais estável do que os elementos que os constitui? 11Na

– 1s2 2s2 2p6 3s1 → Na+

17Cl

– 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 → Cl-

Por que a formação de NaCl(s) é exotérmica? Na(g) → Na+(g) + 1eCl(g) + 1e- → Cl-(g)

EI = 495 kJ mol-1

∆Hg.e. = - 348,8 kJ mol-1

A formação do cristal compensa energeticamente as etapas que absorvem energia. Energia de rede: energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. Propriedades dos compostos iônicos 

Pontos de fusão e ebulição: Para que ocorra a fusão do retículo precisamos de uma considerável energia, por isso os compostos iônicos possuem elevado ponto de fusão e ebulição.



Solubilidade: Quando a água tem um conjunto de interações com os íons maior do que a atração dos íons entre si, o sal será solúvel em água.



Condutividade: Quando fundidos ou em solução aquosa conduzem.



Duros e quebradiços: Quando batemos em um sólido iônico, íons de mesma carga entram em contato e se repelem.

2) Ligação Covalente: G. N. Lewis: um átomo poderia adquirir configuração de gás nobre (estável) pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos.

É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas). 1 par de elétrons compartilhado = ligação simples. Exemplo: H 2, HCl 2 pares de elétrons compartilhados = ligação dupla. Exemplo: O2 3 pares de elétrons compartilhados = ligação tripla. Exemplo: N 2 - Ligações sigma (): ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da ligação. - Ligações pi (): os orbitais estão perpendiculares ao eixo internuclear e a sobreposição ocorre lado a lado. Polaridade da ligação e Eletronegatividade Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo que a outro.

Serve para estimar o caráter covalente polar, apolar ou iônico da ligação. Ligação covalente apolar: ocorre entre átomos iguais. Ex.: Cl2, F2 Ligação covalente polar: ocorre entre átomos diferentes. Ex.: HF - Nenhuma ligação é 100% iônica ou 100% covalente. Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior o caráter iônico da ligação. Propriedades dos compostos moleculares 

Pontos de fusão e ebulição, geralmente, inferiores ao das substâncias iônicas.



Quando puras não conduzem corrente elétrica.



Algumas substâncias conduzem corrente elétrica quando em solução.

Desenhando as estruturas de Lewis 1º) Some os elétrons de valência de todos os átomos. 2º) Escreva os símbolos dos átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. 3º) Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. 4º) Coloque os elétrons que sobraram no átomo central. 5º) Se não existe elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas. Exemplo: Desenhe a estrutura de Lewis para o metano, CH4, H2O, CH2O, CO2, NO2+, H3PO3, e N2O. Carga formal: é a carga que teria o átomo numa molécula se todos os átomos da mesma tivessem igual eletronegatividade (100% covalentes). A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência do átomo isolado menos o número de elétrons atribuído ao átomo na fórmula de Lewis.

A estrutura mais estável tem: 

A carga formal mais baixa em cada átomo



A carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos

Exemplo: CO2 e Íon tiocinato NCS-. Estruturas de ressonância Algumas moléculas e íons não são representadas adequadamente por uma única estrutura de Lewis.

Exemplos: SO2, O3 e NO3-.

Exceções à regra do octeto 

moléculas com número ímpar de elétrons. Exemplo: NO e NO2



moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons. Exemplo: BF3



moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Exemplo: PCl5

3) Ligação metálica Estrutura formada por íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma “nuvem eletrônica” que circula livremente entre os íons positivos.

Propriedades dos metais 

Brilho metálico: Fótons de luz são absorvidos com mais facilidade por elétrons livres que conseguem facilmente saltar para um nível de energia mais elevado. A cor do metal é definida pelo comprimento de onda da luz reemitida.



Condutividade elétrica: Quando se aplica uma corrente elétrica sobre o metal, elétrons entram por um lado provocando repulsão e gerando movimento no mar de elétrons.



Condutividade térmica: Quando se aquece o metal, elétrons rapidamente começam a vibrar.



Maleabilidade: Metais têm a capacidade de se deformar em resposta a uma força aplicada. O mar de elétrons protegem os cátions uns dos outros prevenindo a repulsão.

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Ductibilidade: Os metais podem ser moldados em cilindros porque os cátions podem se alinhar protegidos uns dos outros.

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Sólidos e Líquidos: são sólidos nas condições ambientais (T = 25⁰C, P = 1 atm).

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Ligas metálicas: dois ou mais metais dentro da estrutura cristalina.



Pontos de fusão e ebulição elevados: exceto o gálio (funde a aproximadamente 30⁰C)....