Resumo de Química I - Módulo 3 (Ligações químicas e Ácidos bases) PDF

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Resumo de Química I ...

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  UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO INSTITUTO DE BIOLOGIA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA DO IQ 

Ciências Biológicas - 2018.1 “Pode conter erros.” - Hosana nas alturas feat. Penetra 

Resumo de Química - Módulo III (LIGAÇÕES QUÍMICAS) 

❖ Ligação iônica: Na ligação iônica, elétron(s) de um átomo - geralmente com baixa EI - são descolados para a nuvem eletrônica de outro átomo - que possui alta AE e é eletronegativo, ou seja, é ativo para receber elétrons. Após o elétron ser deslocado da nuvem eletrônica do átomo que “doa” elétrons na ligação, a carga nuclear efetiva que chega na camada mais externa desse átomo aumenta, o que faz com que o elétron que foi deslocado retorne para a nuvem eletrônica a qual pertencia. Desse modo, o elétron entra em uma situação cíclica de voltar para sua nuvem e será deslocado para a nuvem do outro átomo da ligação. Os átomos, nesse processo, formam a ligação iônica - de carácter covalente - que é resultado da ação de forças eletrostáticas entre os átomos da ligação (cátions e íons). A ligação iônica é muito forte.

➢ Sólidos iônicos: Sólidos constituídos por íons muito ligados por atração eletrostática, que formam uma estrutura tridimensional organizada e periódica (estrutura cristalina). O balanço das forças de atração e repulsão define a disposição final dos íons no retículo cristalino. Sólidos iônico são maus condutores de corrente elétrica - devido a baixa mobilidade dos íons existentes no estado sólido -, mas conduzem bem a eletricidade quando em solução aquosa - devido à liberação de íons na solução. Além disso, apresentam ponto de fusão e ebulição elevados, tendo em vista a força das ligações iônicas e também o número de ligações iônicas existentes nos sólidos que devem ser quebradas. ➢ Regra de Fajans - Poder polarizante e polarizabilidade: O caráter covalente da Ligação Iônica tem origem a partir da polarização (distorção) das nuvens eletrônicas dos íons da ligação. A distorção ocorre devido a atração do íon positivo pelo íon negativo e o repelimento por seu núcleo, o que distorce/ polariza as nuvens eletrônicas. O poder polarizante e a polarizabilidade são importantes parâmetros na análise do caráter covalente da ligação iônica e dependem de dois conceitos principais: o raio iônico e a carga dos íons. O poder polarizante representa o quanto um íon pode polarizar a nuvem eletrônica de outro íon em sua direção. Ou seja, a capacidade de um átomo de atrair os elétrons de átomo vizinho. Cátions pequenos tem alto poder polarizante. Em cátions de raio pequeno, a força do núcleo será mais atuante na camada mais externa do átomo, ou seja, quanto menor for o raio iônico do cátion, maior será seu poder polarizante. Da mesma forma, um cátion carga alta atrairá os elétrons do ânion de forma mais efetiva, pois quanto maior a carga, menor o raio.

A polarizabilidade pode ser descrita como o inverso do poder polarizante. É quanto um íon se permite polarizar na presença de outro íon. Ânions grandes são muito polarizáveis, uma vez que seus elétrons não estão sofrendo grande atração pelo seu próprio núcleo.

➢ Ciclo de Bohr-Haber: Para os compostos iônicos, a quantidade chamada de energia do retículo cristalino, ou energia reticular, é uma medida da energia da ligação iônica. Energia reticular, ΔEret, é a energia associada ao processo de formação de 1 mol de um composto iônico sólido a partir da combinação de seus íons em fase gasosa. Ou seja,a entalpia reticular pode ser definida como a energia liberada por íons no estado gasoso ao se combinarem e formarem um produto no estado sólido. Quanto mais energia é liberada na formação do retículo, mais forte é a ligação entre os íons. A energia reticular pode ser chamada também de Energia de Rede. Em 1917, Born e Haber propuseram um ciclo termodinâmico para o cálculo da energia de retículo de substâncias iônicas (ΔEret). O cálculo é feito segundo a Lei de Hess. ❖ Ligação covalente: Significa “compartilhar elétrons de valência”. Na ligação covalente, elétrons da camada mais externa dos átomos são compartilhados e passam a pertencer ao núcleo de ambos.

Para realizar a montagem da estrutura de Lewis, primeiro identifica-se o átomo central (geralmente o elemento com afinidade eletrônica mais baixa como C, N, P e S); faz-se a distribuição eletrônica para saber o resultado do somatório do número de elétrons na última camada dos elétrons; determina-se o número de total de elétrons de valência da molécula ou íon. Depois, representa-se a ligação covalente da molécula e distribui-se os elétrons restantes , aos pares, nos átomos da molécula. Se sobrar elétrons, esses devem ser acomodados no átomo central. Os átomos terminais podem ter até oito elétrons. A partir do 3° período da tabela periódica, os elementos são exceções à regra do octeto, pois há a disposição dos orbitais d e/ou f para receber elétrons. O Boro se estabiliza com 6 elétrons e o Berílio com 4, sendo também exceções à regra. Em caso de ligação dupla, uma ligação é frontal (sigma forte) e outra é lateral (pi - fraca, rompida com facilidade).

❖ Arranjo e Geometria das moléculas covalentemente ligadas: ●

Geometria dos pares ligados ou Arranjo:

●

Geometria dos pares não ligados ou Geometria:

❖ Teoria de ligação de Valência (TLV): A teoria de ligação de valência era utilizada como prova real da estrutura de Lewis, até serem encontradas adversidades na teoria. O principal postulado afirma que quando dois átomos se aproximam para fazer uma ligação covalente, um orbital atômico de um átomo de sobrepõem a um orbital atômico do outro átomo, e essa região de sobreposição possui alta densidade. Nesse processo, primeiro há uma repulsão e depois um orientação dos elétrons, de modo a encontrar uma região para estabelecer a ligação. Ou seja, por TLV, há uma região de sobreposição de orbitais onde há o compartilhamento de elétrons. A sobreposição de orbitais significa que dois orbitais ocupam a mesma região no espaço, sendo o local onde há a ligação covalente.

➢ Orbitais híbridos: Ao determinar a distribuição eletrônica das moléculas, podem ser tiradas previsões sobre o números de ligações que ocorrem pela meio da sobreposição dos átomos. Entretanto, existem compostos na natureza que contrariam essas previsões. A TLV não conseguia explicar esse tipo de ligação, até Linus Pauling sugerir a ideia de Hibridização de orbitais. Orbitais híbridos seriam aqueles originados da associação entre dois ou mais orbitais, sendo que “híbridos” possuem propriedades diferentes dos orbitais que o criaram. A ideia foi sugerida partindo do princípio de que não se pode precisar o momento e a posição do elétron. Desse modo, os elétrons de um mesmo nível orbital podem se rearranjar.

Tipo de Hibridização

Arranjo

sp

linear

sp2

trigonal plana

sp3

tetraédrica

sp3d1

bipirâmide de base triangular

sp3d2

octaédrica

➢ Ácidos e Bases ●

Ácidos e bases são compostos orgânicos que apresentam diversas características, onde para classificá-las, foi sugerida diversas teorias e nominações posteriormente estudadas

↳ Ácido: Como um todo, apresentam sabor azedo e reagem com certos metais produzindo H2, alguns exemplos de

compostos ácidos do cotidiano são os sucos cítricos (limão) e o vinagre, é capaz de conduzir eletricidade e podem provocar mudança de cor em certos corantes, como no tornassol que fica v ermelho.

↳ Base:  Como um todo, as bases apresentam sabor amargo e são escorregadias, sendo também capazes de conduzir eletricidade e mudar a tonalidade do tornassol para n oy, alguns exemplos de bases do cotidiano são o leite de magnésio e o diabo verde.

● O Conceito de Arrhenius: uma das definições para ácido base foi dada por Arrhenius no século 19 se baseando na reação do composto com a água, dependendo do que liberaria iria dizer se é ácido ou base. ↳ Ácido: nesse conceito, o ácido contém hidrogênio e em soluções aquosas l ibera íons H+(aq).

H₂SOч (l) +  H₂O ( l) ⟶ S  O²ч ( AQ) +  2  H+ ↳ Base: nesse conceito, a base na reação com a água l ibera OH- .

N  H H з + H  ₂O ⟶ N  H4 + O ● Conceito de Bronsted-Lowry: nessa definição,eles partem do princípio de doar ou receber prótons H+ para definir se é ácido ou base, porém nesse conceito surge a definição também de ácidos e bases conjugadas que serão o oposto de seus ácidos e bases originais. ↳ Ácido: nesse caso, o ácido seria o composto no qual em ambiente aquoso doaria prótons, ou seja, libera H+, quando o ácido doa esse próton, ele passa a ser deficitário de um próton e na reação inversa ele irá receber um H+, portanto, ele será uma base, mas como é derivada de um ácido chamamos de base conjugada. -

Um ácido forte irá originar uma base conjugada fraca, enquanto um ácido fraco irá originar uma base conjugada bem forte, um exemplo é o ácido sulfúrico que por ser um ácido muito forte dá origem a uma base conjugada bem fraca o SO4

↳ Base: nesse caso, a base em meio aquoso receberia os prótons H+ por conta de seu déficit de prótons, porém, quando a base recebe esse próton, na reação inversa ela não precisará mais receber-lo e portanto irá doar, realizando a função de um ácido, portanto, essa base dará origem a um ácido conjugado. -

Uma base forte dará origem a um ácido fraco e vice-versa.

● O Conceito de Lewis: nessa definição, Lewis, como nas geometrias, trabalha com pares de elétrons, seja sua perda ou seu ganho. Os ácidos de Lewis irão apresentar um octeto incompleto, orbitais vazios para que possa ocorrer a transição de elétrons e nesse caso não precisa, necessariamente conter prótons H+.

↳ Ácido: Os ácidos de Lewis têm a característica de receber pares de elétrons de outros compostos e por isso, que eles precisam ter orbitais vazios ou incompletos onde ocorrerá a introdução de novos pares, e os mesmos apresentam ligações do tipo pi.

↳ Base: as bases de Lewis são caracterizadas pela sua capacidade de doar pares de elétrons para o composto ácido, sendo portanto necessário a presença de elétrons sobrando, ou seja, nem todas as ligações sendo feitas.

●

 Água e escala de pH

➔ A água é capaz de sofrer auto-ionização, ou seja, numa reação onde a água reage com outra molécula da  mais a hidroxila. mesma ela irá gerar 2H3 O

-

A constante de equilíbrio da água (Kw) é igual a 1x10-14.

● Escala de pH e pOH→ é uma escala necessária para medir o quanto um composto é ácido ou base, ela se calcula do seguinte modo, a soma do pH com o pOH tem que dar 14, quando temos um pH abaixo de 7 (portanto o pOH acima de 7) dizemos que o composto é ácido, e se o pH for acima de 7 o composto será básico. -

O cálculo de pH e pOH se dá por -log[H+] ou por -log[OH-]

● Constantes de equilíbrio de ácidos e bases→ Entre eles temos o  Ka que é a constante de equilíbrio dos ácidos e temos o Kb que é a constante de equilíbrio das bases.

➔ Quanto maior for um Ka mais forte será o ácido, ou seja, mais fácil será sua ionização ou a recepção de pares de elétrons. Sempre é mais fácil remover o primeiro próton de um ácido do que o segundo, pois precisará aplicar uma maior energia já que o núcleo o puxa com mais intensidade. ➔ Quanto maior o Kb mais fácil será a dissociação de prótons H+, ou seja, o recebimento de H+....