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AULA        QUÍMICA PARA         ENGENHARIA                                                                               ...
LIGAÇÕES QUÍMICAS                                                              LIGAÇÕES IÔNICAS                       LIGA...
LIGAÇÕES QUÍMICAS: ESTRUTURAS DE                                        LEWIS•   A regra do octeto: os átomos tendem a gan...
LIGAÇÃO IÔNICA                                                            LIGAÇÃO IÔNICA: ENERGIA PARA                    ...
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LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE                                          LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE  ...
DESENHANDO AS ESTRUTURAS                                                    DESENHANDO AS ESTRUTURAS                      ...
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FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES                                                                               A energia nec...
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GEOMETRIA MOLECULAR                                                                    •   As estruturas de Lewis fornecem...
GEOMETRIA MOLECULAR: FORMAS BÁSICAS                                                                                       ...
GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER                                          GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER  ...
RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-                                             NÃO-                                        ...
RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE                    RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE     VALÊNCIA EXPANDIDOS                  ...
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Aula 4 ligações químicas i

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  1. 1. AULA QUÍMICA PARA ENGENHARIA • Conceito de ligação química • Ligação covalente e iônica • Polaridade da ligação e eletronegatividade AULA 4/5: • Estruturas de Lewis •Ligações Químicas(Brown: Cap. 8 e 9) Professor: Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)© 2005 by Pearson Education Capítulo 08 DUAS SUBSTÂNCIAS DUAS SUBSTÂNCIAS Apesar das suas semelhanças, sacarose e NaCl são substâncias muito diferentes. Cloreto de sódio Sacarose (NaCl) (C12H22O11) NaCl C12H22O11 Substancia iônica Ligações covalentes Ligações iônicas Solubilidade: 359 g/L Solubilidade: 2000 g/L 1
  2. 2. LIGAÇÕES QUÍMICAS LIGAÇÕES IÔNICAS LIGAÇÃO QUÍMICA: A força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. TIPO DE LIGAÇÃO ORIGEM Resulta do compartilhamento de elétronsLigação covalente: entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos Resulta da transferência de elétrons de umLigação iônica: metal para um não-metal A força atrativa que mantém metais purosLigação metálica unidos. LIGAÇÕES QUÍMICAS: ESTRUTURAS DE LEWIS G.N. LEWIS • Os elétrons envolvidos com a ligação química são elétrons de valência (nível mais externo e mais incompleto). ESTRUTURAS DE LEWIS • Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento. • O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. • Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis. • Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento. 2
  3. 3. LIGAÇÕES QUÍMICAS: ESTRUTURAS DE LEWIS• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).• Funciona tanto para compostos iônicos quanto para ligações covalentes.• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. LIGAÇÃO IÔNICA O exemplo do NaCl... LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO IÔNICAConsidere a reação entre o sódio e o cloro: • A reação é violentamente exotérmica. Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ • Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por quê? • O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar. • Ambos têm um octeto de elétrons circundando o íon central. 3
  4. 4. LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO IÔNICA: ENERGIA PARA FORMAR LIGAÇÕES IÔNICAS• Como muitas substâncias iônicas, o NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-. Podemos ver a partir do vídeo que a etapa inicial é inserir energia no sistema• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.• Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível. • A Formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir dos seus elementos é endotérmica.• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica. • A reação NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) é endotérmica (∆H = +788 kJ/mol). • A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica: Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ∆H = -788 kJ/mol • Isso se chama ENERGIA DE REDE. LIGAÇÃO IÔNICA • Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. • A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: q1q 2 El = κ d k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros. 4
  5. 5. LIGAÇÃO IÔNICAA energia de rede aumenta à medida que: • As cargas nos íons aumentam; • A distância entre os íons diminui; PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS COMPOSTOS IÔNICOS: PONTOS DE Compostos iônicos são duros e quebradiços FUSÃO E EBULIÇÃO 5
  6. 6. COMPOSTOS IÔNICOS: ÍONS POLIATÔMICOSCOMPOSTOS IÔNICOS: SOLUBILIDADE • Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, g. SO42-, NO3-. LIGAÇÕES COVALENTES • A grande maioria das substâncias não são iônicas • Assim, precisa-se de um modelo diferente. • Lewis inferiu que átomos poderiam dividir elétrons uns com os LIGAÇÃO COVALENTE outros até alcançar a configuração de um gás nobre. • Este tipo de ligação é chamada de covalente 6
  7. 7. LIGAÇÕES COVALENTES LIGAÇÕES COVALENTESVamos imaginar 2 átomos se aproximando, e• Quando os dois átomos se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto;• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octeto;• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química;• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H. LIGAÇÕES COVALENTES: ESTRUTURAS DE LEWIS LIGAÇÕES COVALENTES: LIGAÇÕES MÚLTIPLAS• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos • É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos elementos: (ligações múltiplas): • Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); Cl + Cl Cl Cl • Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado • Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). por uma única linha: H H O O N N H H O H N H Cl Cl H F H C H • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de H H pares de elétrons compartilhados aumenta. H 7
  8. 8. LIGAÇÕES COVALENTES: POLARIDADE DA LIGAÇÃO LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE • Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa molécula . • Relaciona-se com a energia de ionização e afinidade eletrônica.• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. • Linus Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não 4,0 (F). significa compartilhamento igual daqueles elétrons. • A eletronegatividade aumenta ao logo de um período.• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro.• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.• Causas?? LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO • A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: • as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); • as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); • as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações Como aplicar isso? iônicas (transferência de elétrons). 8
  9. 9. LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO E POLARIDADE DE LIGAÇÃO• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ+ e o Qual ligação é mais polar: (a) B-Cl ou C-Cl; (b) P-F polo negativo por δ-. ou P-Cl? C = 2,5 P = 2,1 Cl = 3,0 B = 2,0 F = 4,0 COVALENTE IÔNICA APOLAR LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO Considere HF: • A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. • Há mais densidade eletrônica no F do que no H. MAIS SOBRE AS ESTRUTURAS DE LEWIS • Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o HF de um dipolo. 9
  10. 10. DESENHANDO AS ESTRUTURAS DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS DE LEWIS Pratique: As estruturas de Lewis ajudam entender a ligação em muitos Desenha o estrutura de Lewis para compostos químicos. Os passos: 1. CH2CH31. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 2. HCN2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas. DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA • Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis. • Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos. ESTRUTURAS DE RESONÂNCIA • Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). O O O 10
  11. 11. DESENHANDO AS ESTRUTURAS DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA • As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas. • Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno. DESENHANDO AS ESTRUTURAS DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA DE LEWIS: BENZENOBenzeno: Uma das substâncias químicas mais importante industrialmente. • O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio. • Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C. • A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento. • Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano. 11
  12. 12. FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação (∆H), ∆ Convenção FORÇAS DAS LIGAÇÕES Normalmente se usa um subscrito para indicar o tipo de reação: p.ex. ∆ subH, ∆ vapH ou ∆ rH para uma reação em geral. FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTESA energia de ligação de moléculas diatômicas é relativamente simples: • Quando mais de uma ligação é quebrada: Para a molécula de Cl2, ∆H para a reação: CH4 (g) → C(g) + 4H(g) ∆ r H = 1660 kJ Cl2 (g)  ∆ 2Cl(g) ∆ lig H = 242 kJ → • A entalpia de ligação é uma fração do ∆H para a reação total de Obs: Vocês devem lembrar (formação de NaCl) que essa reação precisa atomização: de uma energia de ativação para ocorrer ∆rH ∆ ligH = = 415 kJ 4 12
  13. 13. FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES • Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia para uma reação química. • Admitimos que em qualquer reação química as ligações precisam ser quebradas para que novas ligações sejam formadas. • A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações quebradas menos a soma das entalpias das ligações formadas. ∆ rH = ∑ ∆ ligH − ∑∆ lig H Reagentes Produtos FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES • Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são quebradas enquanto Quando a soma das entalpias é: uma ligação C-Cl e uma ligação H-Cl são formadas. ∆ H é negativa, a reação libera calor (exotérmica) ∆ H é positiva, a reação precisa de calor para prosseguir. (Endotérmica)Considerando a reação entre o metano, CH4, e o cloro: • A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as ligações formadas são mais fortes do que as ligações quebradas. CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) ∆ rH = ? 13
  14. 14. FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES Onde achar os dados de ligação? CRC Handbook of Chemistry and Physics FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES: LIGAÇÃO QUÍMICA: PONTOS COMPRIMENTO DA LIGAÇÃO IMPORTANTES• Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações simples. • Classificação de ligações químicas: Iônicas, covalentes e• Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que metálicas; as ligações simples. • Símbolos de Lewis;• Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos • Regra do Octeto (e exceções); são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos. • O ciclo de Born-Haber para a formação de NaCl; • Polaridade de ligação (ligações polares e apolares); Tipo Comp. (Å) ∆ ligH (kJ) • Eletronegatividade C C Simples 1,54 348 • Estruturas de ressonância C C Dupla 1,34 614 • Entalpias de ligação e de reação. C C Tripla 1,20 839 14
  15. 15. GEOMETRIA MOLECULAR • As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. • A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. GEOMETRIA MOLECULAR • Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5°. • Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana. • Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro. GEOMETRIA MOLECULAR GEOMETRIA MOLECULAR As possíveis formas espaciais de um molécula depende do número de constituintes, n, na formula geral Abn.• Os ângulos de ligação define a geometria da molécula.• Por sua vez os ângulos de ligação são definidos pela repulsão entre pares de elétrons na camada de valência. 15
  16. 16. GEOMETRIA MOLECULAR: FORMAS BÁSICAS GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV • Existem 5 estruturas geométricas básicas para a forma molecular: • Podemos prever a geometria? • Quando A é um elemento do bloco p, sim! • Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão. • Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV). GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER • Para determinar o arranjo:• Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares • Desenhe a estrutura de Lewis, de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e • conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, Este pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos). pares são denominados domínios de elétrons. • ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de TODOS os pares repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação. de elétrons (ligantes ou não ligantes).• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a repulsão e--e-. 16
  17. 17. GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO- NÃO- LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares ligantes). • O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o O:• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição H dos átomos. H C H H N H O H H H H 109.5O 107 O 104.5O • Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. • Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de elétrons não-ligantes aumenta. 17
  18. 18. RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO- NÃO- RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO- NÃO- LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do que os elétrons nas ligações simples. Cl 111.4o C O Cl 124.3o RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE VALÊNCIA EXPANDIDOS RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE VALÊNCIA EXPANDIDOS• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos).• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. 18
  19. 19. RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE VALÊNCIA EXPANDIDOS VALÊNCIA EXPANDIDOS EXERCÍCIO Usar o modelo RPENV para determinar a geometria de (a) SF4 e (b) IF5 SF4 - IF4 – Gangorra Piramidal quadrada 19

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