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29/03/2012




                            Universidade Federal da Paraíba                     Ligações Químicas
                         Centro de Ciências Exatas e da Natureza
                               Departamento de Química                         União entre os átomos
                                  Disciplina: Química Geral
                                                                               Ocorre entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e
                                                                               seus elétrons tem menos energia que a energia total dos átomos
                                                                               separados.
                                                                                              Abaixamento de energia
                   Ligações Químicas
                                                                              transferência completa de                        compartilhamento de elétrons, união
                                                                                um ou mais elétrons –                          dos átomos
       Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira                            formação de íons e do
                Professora: Liliana Lira Pontes                                    composto iônico

                                                                                                                      Ligação Covalente - moléculas
                         Semestre 2012.1                                           Ligação Iônica




                                                                                Ligações Químicas
          Ligação metálica
                                                                               Átomos formam íons para atingir a configuração de um gás nobre-
                                                                               Regra do octeto – os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até
                                                                               que existam oito elétrons em sua camada de valência;

                                                                               Elementos metálicos do bloco s perdem elétrons – cátion;
      Muitos cátions são
   mantidos juntos por um                                                      Elementos do bloco p e d, (alumínio(Al) e Ferro(Fe)), podem
  grande número de elétrons                                                    perder vários elétrons para formar os cátions;

                                                                               Os não-metais raramente perdem elétrons – EI elevada – recebem
                                                                               elétrons;
      Mudança de energia – posição
        dos elétrons de valência




 Ligações Iônicas
                                                                                 Ligações Iônicas
Elétrons são transferidos da camada de valência                              A Formação das Ligações Iônicas Ex: NaCl
de um átomo para a camada de valência de outro.                                                                                     Energia de ionização = 494 kJ.mol-1
                                                                                                                                    Energia requerida
                                                                                                (3s1)
O átomo que perde elétrons - íon positivo (cátion)                           Dois átomos :   Na (g)           Na+   (g)   +   e-
                                                                                                                           Cl- (g) Afinidade eletrônica = 349 kJ.mol
                                                                                                 Cl (g) + e-                                                         -1
e o que ganha elétrons (ânion) Ex: LiF                                                                                              Energia liberada




Ex: Li 1s2 2s1     Li+ (1s2) + e-   F (1s2 2s2 2p5) + e-   F- (1s2 2s2 2p6)
                                                                                               Mudança de energia = 494 – 349 = +145 kJ.mol-1
                                                                                               Não há razão para se formar NaCl!
        Li+   +   F-       LiF formação do composto iônico                                     Forte contribuição da atração Coulômbica
                                                                                               (eletrostática) entre os íons de cargas opostas no
                                                                                               sólido




                                                                                                                                                                          1
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 Ligações Iônicas
Íons sódio e cloro se juntam para formar o sólido, sua atração
mútua libera grande quantidade de energia;

         Na+ (g) + Cl- (g)                       Energia liberada = 787 kJ.mol-1
                                      NaCl (s)
    Mudança de energia líquida no processo global

          Na (g) + Cl (g)                        145 -787 = -642 kJ.mol-1             Um sólido iônico é um
                                   NaCl (s)
                                                  (decréscimo de energia)             conjunto de cátions e
                                                                                      ânions empacotados m
                                                                                      um arranjo regular.




 Ligações Iônicas e a Energia Reticular
  Energia (ou entalpia) de rede (energia                                            O mol é a unidade do SI para
  reticular): permite que compostos iônicos se                                      quantidade de substância. Essa
  formem. Estabilidade do composto.
                                                                                   quantidade não se refere à massa
  Energia necessária para vaporizar um sólido.
                                                                                    ou volume da amostra, mas ao
                                                                                    número de átomos, moléculas ,
   NaCl (s)                  Na+ (g) + Cl- (g) Energia reticular U= 787 kJ.mol-1
                                                                                        presentes na amostra.
1 mol de NaCl        1 mol de Na+ + 1 mol de Cl-

(sólido cristalino) (íons oriundos do NaCl)




Energia Reticular


                                       Retículo cristalino




 Endotérmicas e sinal positivo, expressas em ∆H (∆HL)

                  ∆HL = Hm (íons,g) – Hm(sólido)

 Depende do tamanho do íon e da sua carga ;
 menor íon, maior energia reticular.
 Não pode ser medida diretamente, mas podemos calcular de
 maneira indireta.




                                                                                                                      2
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  Cálculo da energia reticular                                                                                    Ciclo de Born-Haber
    Ciclo de Born – Haber ( Lei de Hess
    (∆H ))
                               Lei de Hess: O valor de ∆Ho                                                                           Caminho fechado de etapas,
                                para qualquer reação que                                                                             uma das quais é a formação de
                              pode ser escrita em etapas é                                                                           uma rede sólida a partir de íons
                               igual à soma dos valores de                                                                           na fase gás.
                              ∆Ho de cada uma das etapas
                                                                                                                                     A variação de entalpia dessa
                                                     Ciclo de Born – Haber                                                           etapa é o inverso da entalpia de
                                                                                                                                     rede. (etapa desconhecida e tem
                                                    Mostra todos os passos que                                                       valor negativo)
                                                     contribuem para a energia
                                                    total da reação de formação                                                       A soma das variações de
                                                        do composto iônico.                                                          entalpia para o ciclo completo é 0.




Ciclo de Born-Haber                                                    Ionização
                                                                                                               Ciclo de Born-Haber
                                                                                                                                          Lembrando:
                                                                                                                          A soma das variações de entalpia para o
                                                                            (4) Cl(g) + e-    Cl-(g)           Ex: KCl    ciclo completo é 0.
                                                    495,4 kJ   mol-1        -348,8 kJmol-1
                  (3) Na(g)      Na+(g) + e-
                                                                                                                           H1sub + H2dis + HEi+ H4AE - (- Hf ) - HL =0
Atomização




                                                    121,3 kJ mol-1          (5) Na+(g) + Cl-(g)    NaCl(s)
                (2) 1/2 Cl2(g)   Cl(g)
                                                                            H = ?                                         H1sub + H2dis + HEi+ H4AE + Hf = HL
                     (1) Na(s)    Na(g)             107,8 kJmol-1


             Na(s) + 1/2 Cl2(g)           NaCl(s)                          Urede ou HL = - H5

                       Hf = -411,3 kJ mol-1                                                                                                    HL = ?

                                                    H1 + H2 + H3 + H4 + H5 = Hf
                                                                                                                             HL = 89 + 122 + 418 + (-349) +437 = + 717
                      Valor da                      H5 = -787 kJ/mol
                 combinação direta                                                                                           kJ. mol-1
                   dos elementos                    Urede ou HL = + 787 kJ/mol
                       livres




             Ciclo de Born-Haber
                                                                                                                Ligação Covalente
             EX: MgBr2                                                                                       Ligação covalente – diminuição de energia é dada
                                                                                                             pelo compartilhamento de elétrons.

    Energia de rede?                                                                                         Elementos não-metálicos se combinam para
                                                                                                             formar moléculas (ligação covalente).
                                                                                                             H2, N2, O2, F2 e as espécies poliatômicas P4 e S8.




                                                                                                                                                                               3
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     Ligação Covalente                              Símbolo de Lewis
                                                                                    “Os átomos formam ligações
Molécula de H2                                                                    através do compartilhamento de
                                                                                    pares de elétrons entre eles”

                                                                      Inventou uma forma de mostrar os
                                                                      elétrons de valência quando os átomos
                                                                      formam ligações químicas.
                                                      Gilbert Lewis   Representou cada elétron de valência
                                                          1916
cada um dos átomos de hidrogênio, na                                 como um ponto e arranjou-os em torno
molécula H2 realiza o compartilhamento dos dois                       do símbolo do elemento.
elétrons.                                                                                     H




                                                        Estrutura de Lewis
     Estrutura de Lewis
                                                     Ligação Covalente
Compostos Iônicos
                                                       Ligação no H2: H   +   H           H H     H-H
                                                       Ligação no F2: F   +   F           F   F    ou F-F




                                                    Elétrons não envolvidos na ligação: Par ligante
                                                    pares isolados ou não-ligantes




  Estrutura de Lewis e a Ligação
            Covalente                               Ajuda no entendimento das propriedades das
 A estrutura de Lewis de uma molécula              moléculas, incluindo suas formas e suas possíveis
 representa   os   átomos   por   seus   símbolos   reações.
 químicos, as ligações covalentes por linhas e os
 pares isolados por pares de pontos.                Um par de elétrons emparelhado é chamado de
                                                    ligação simples.




                                                                                                                      4
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 Ligação Covalente                                          Ordem de Ligação
Distância média entre          A quantidade de            Lewis – descreve a maneira como os átomos
os dois núcleos –               energia necessária para     compartilham os elétrons nas ligações químicas;
comprimento de ligação          quebrar a ligação –
ou distância de ligação         energia de ligação
                                                           comprimento da ligação e energia de ligação


                                                      H2

                                                                          Ordem de ligação




                                                            Ordem de Ligação
  Ordem de Ligação
 Número      de    pares    de                elétrons
 compartilhados entre os átomos.
 Medida da intensidade da densidade e- na
                                                                   O.L.        Tabela 8.3
 ligação.                                                           1
                                                                    2
 Quanto a densidade e- mais firmemente                             3
 os núcleos estão unidos.




  Como desenhar a estrutura de                               Como
            Lewis ?                                        desenhar
  CO2                                                          a
  O   C    O                 C ( G4= 4e-) 1x4 = 4e-
                                                           estrutura
                             O( G6 = 6e-) 2 x 6 = 12e-     de Lewis ?
                                                  16e-
  NH4+ ?             BF3 ?    HClO3 ?


               IF4 - ?




                                                                                                               5
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Estrutura de Lewis e a Regra do Octeto
Estrutura de Lewis deveria mostrar que a regra do                     Outras poucas moléculas podem                 se
Octeto é obedecida.                                                   comportar como tendo menos que oito e-
                   CO2, Cl2 , N2...
 Há algumas moléculas e íons onde a regra não é
obedecida ou inadequada
                             Exceto 2o período, Ex:
                             carbono(C)     e    o
Ex: PCl5                     nitrogênio    (N)   –
                             muitos não metais
                             podem ter mais que 8
                             e-




 Eletronegatividade                                                       Eletronegatividade
 Medida da capacidade de um átomo atrair
 para si os elétrons partilhados numa
 ligação.
 H2 - os elétrons são igualmente partilhados pelos dois
 núcleos.
 HCl ou HF- Os elétrons passam mais tempo na vizinhança
 de um dos átomos.
        +                               -
                                            Ligação covalente polar




    Ligações Iônicas e Covalentes                                        Ligações Iônicas e Covalentes
  Ligação Iônica                        Ligação Covalente Apolar
                                                                              Ligação Covalente Polar
                             ..
                   Cs+   [ : . .: ] -
                             F

                                                  H2, Cl2, O2, N2                               Grau de polaridade de
                                                                                               uma ligação (quantidade
                                            Não há diferença de                                   do caráter iônico) –
                                            eletronegatividade                                 Ligação torna-se mais de
                                                                                                 50% iônica quando a
Diferença de eletronegatividade é                                                                    diferença de
muito grande. O átomo mais                                                                        eletronegatividade
eletronegativo controla os e-                                                                         exceder 1,7.




                                                                                                                          6
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 Previsão do caráter da ligação                                 1,0   2,9




Se EN < 1,7 a ligação é covalente polar;
Se EN ~ 1,7 tem 50 % de caráter iônico;
Se EN> 1,7então a ligação é predominantemente                 2,1
iônica;
Se EN = 0, a ligação é covalente apolar (0% de
caráter iônico).




   Propriedades de compostos                                          Propriedades de compostos
      covalentes e iônicos                                               covalentes e iônicos
Compostos covalentes: geralmente gases,                     Compostos iônicos: sólidos de ponto de
líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão.                 fusão elevado

                     H2O             CO2
    Sacarose




                                                                 Ligação Covalente Normal e
    Propriedade            NaCl            CCl4                          Coordenada
    Aspecto          sólido branco         líquido incolor
    T fusão/ °C            801             - 23              Para reconhecer a proveniência dos elétrons
    T ebulição/ °C         1413            76.5              na estrutura de Lewis, geralmente usa-se “o”
    solubilidade em H2O elevada            bastante baixa    ou “X” no lugar dos pontos.
    Condutividade elétrica
           sólido       mau                   mau                           NH3
           fundido         bom                    mau


                                                                            ligação covalente normal




                                                                                                               7
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                                                            Carga Formal
  Íon amônio NH4+ - ligação covalente coordenada
                                                            A determinação das cargas elétricas de átomos ligados é
                                                            muito difícil.
                                                            Métodos aproximados carga formal e número de oxidação



                                                            Carga que um átomo teria se todos os pares de
                                                            elétrons fossem compartilhados por igual
                                                            (covalente apolar), Carga aparente.




Cálculo da carga formal sobre um átomo                      Carga Formal
                       Ex: H2SO4

                                                                                    Para o Oxigênio (O) 1- ligados ao hidrogênio
                                                                                                  O = 6-(2+4) = 0
                                                                                                   2- aqueles não ligados ao hidrogênio


                                                                       Para o enxofre (S) S = 6 – (4+0) = +2
                                                                       Para o Hidrogênio (H) H = 1-(1+0) = 0
                                                                                  Para o Oxigênio (O)
Carga formal=(No de e- na camada de val. átomo isolado) –
( No de ligações do átomo) + No de e- não-compartilhado     (a) ligados ao hidrogênio O = 6-(2+4) = 0
                                                            (b) aqueles não ligados ao hidrogênio O = 6-(1+6) = -1




Carga Formal                                                 Exemplo: O íon sulfato, SO42- ocorre em vários
                                                             minerais importantes,como por exemplo o
 Para moléculas neutras a soma das cargas formais tem       gesso (CaSO4. 2H2O). Calcule a carga formal
 de ser zero.                                                nas três estruturas.

 Para íons a soma tem de igualar a carga do íon.

 Estruturas de Lewis com menores cargas formais são
 mais prováveis.




                                                                                                                                          8
29/03/2012




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  • 1. 29/03/2012 Universidade Federal da Paraíba Ligações Químicas Centro de Ciências Exatas e da Natureza Departamento de Química União entre os átomos Disciplina: Química Geral Ocorre entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia que a energia total dos átomos separados. Abaixamento de energia Ligações Químicas transferência completa de compartilhamento de elétrons, união um ou mais elétrons – dos átomos Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira formação de íons e do Professora: Liliana Lira Pontes composto iônico Ligação Covalente - moléculas Semestre 2012.1 Ligação Iônica Ligações Químicas Ligação metálica Átomos formam íons para atingir a configuração de um gás nobre- Regra do octeto – os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até que existam oito elétrons em sua camada de valência; Elementos metálicos do bloco s perdem elétrons – cátion; Muitos cátions são mantidos juntos por um Elementos do bloco p e d, (alumínio(Al) e Ferro(Fe)), podem grande número de elétrons perder vários elétrons para formar os cátions; Os não-metais raramente perdem elétrons – EI elevada – recebem elétrons; Mudança de energia – posição dos elétrons de valência Ligações Iônicas Ligações Iônicas Elétrons são transferidos da camada de valência A Formação das Ligações Iônicas Ex: NaCl de um átomo para a camada de valência de outro. Energia de ionização = 494 kJ.mol-1 Energia requerida (3s1) O átomo que perde elétrons - íon positivo (cátion) Dois átomos : Na (g) Na+ (g) + e- Cl- (g) Afinidade eletrônica = 349 kJ.mol Cl (g) + e- -1 e o que ganha elétrons (ânion) Ex: LiF Energia liberada Ex: Li 1s2 2s1 Li+ (1s2) + e- F (1s2 2s2 2p5) + e- F- (1s2 2s2 2p6) Mudança de energia = 494 – 349 = +145 kJ.mol-1 Não há razão para se formar NaCl! Li+ + F- LiF formação do composto iônico Forte contribuição da atração Coulômbica (eletrostática) entre os íons de cargas opostas no sólido 1
  • 2. 29/03/2012 Ligações Iônicas Íons sódio e cloro se juntam para formar o sólido, sua atração mútua libera grande quantidade de energia; Na+ (g) + Cl- (g) Energia liberada = 787 kJ.mol-1 NaCl (s) Mudança de energia líquida no processo global Na (g) + Cl (g) 145 -787 = -642 kJ.mol-1 Um sólido iônico é um NaCl (s) (decréscimo de energia) conjunto de cátions e ânions empacotados m um arranjo regular. Ligações Iônicas e a Energia Reticular Energia (ou entalpia) de rede (energia O mol é a unidade do SI para reticular): permite que compostos iônicos se quantidade de substância. Essa formem. Estabilidade do composto. quantidade não se refere à massa Energia necessária para vaporizar um sólido. ou volume da amostra, mas ao número de átomos, moléculas , NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) Energia reticular U= 787 kJ.mol-1 presentes na amostra. 1 mol de NaCl 1 mol de Na+ + 1 mol de Cl- (sólido cristalino) (íons oriundos do NaCl) Energia Reticular Retículo cristalino Endotérmicas e sinal positivo, expressas em ∆H (∆HL) ∆HL = Hm (íons,g) – Hm(sólido) Depende do tamanho do íon e da sua carga ; menor íon, maior energia reticular. Não pode ser medida diretamente, mas podemos calcular de maneira indireta. 2
  • 3. 29/03/2012 Cálculo da energia reticular Ciclo de Born-Haber Ciclo de Born – Haber ( Lei de Hess (∆H )) Lei de Hess: O valor de ∆Ho Caminho fechado de etapas, para qualquer reação que uma das quais é a formação de pode ser escrita em etapas é uma rede sólida a partir de íons igual à soma dos valores de na fase gás. ∆Ho de cada uma das etapas A variação de entalpia dessa Ciclo de Born – Haber etapa é o inverso da entalpia de rede. (etapa desconhecida e tem Mostra todos os passos que valor negativo) contribuem para a energia total da reação de formação  A soma das variações de do composto iônico. entalpia para o ciclo completo é 0. Ciclo de Born-Haber Ionização Ciclo de Born-Haber Lembrando: A soma das variações de entalpia para o (4) Cl(g) + e- Cl-(g) Ex: KCl ciclo completo é 0. 495,4 kJ mol-1 -348,8 kJmol-1 (3) Na(g) Na+(g) + e- H1sub + H2dis + HEi+ H4AE - (- Hf ) - HL =0 Atomização 121,3 kJ mol-1 (5) Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) (2) 1/2 Cl2(g) Cl(g) H = ? H1sub + H2dis + HEi+ H4AE + Hf = HL (1) Na(s) Na(g) 107,8 kJmol-1 Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) Urede ou HL = - H5 Hf = -411,3 kJ mol-1 HL = ? H1 + H2 + H3 + H4 + H5 = Hf HL = 89 + 122 + 418 + (-349) +437 = + 717 Valor da H5 = -787 kJ/mol combinação direta kJ. mol-1 dos elementos Urede ou HL = + 787 kJ/mol livres Ciclo de Born-Haber Ligação Covalente EX: MgBr2 Ligação covalente – diminuição de energia é dada pelo compartilhamento de elétrons. Energia de rede? Elementos não-metálicos se combinam para formar moléculas (ligação covalente). H2, N2, O2, F2 e as espécies poliatômicas P4 e S8. 3
  • 4. 29/03/2012 Ligação Covalente Símbolo de Lewis “Os átomos formam ligações Molécula de H2 através do compartilhamento de pares de elétrons entre eles” Inventou uma forma de mostrar os elétrons de valência quando os átomos formam ligações químicas. Gilbert Lewis Representou cada elétron de valência 1916 cada um dos átomos de hidrogênio, na como um ponto e arranjou-os em torno molécula H2 realiza o compartilhamento dos dois do símbolo do elemento. elétrons. H Estrutura de Lewis Estrutura de Lewis Ligação Covalente Compostos Iônicos Ligação no H2: H + H H H H-H Ligação no F2: F + F F F ou F-F Elétrons não envolvidos na ligação: Par ligante pares isolados ou não-ligantes Estrutura de Lewis e a Ligação Covalente Ajuda no entendimento das propriedades das A estrutura de Lewis de uma molécula moléculas, incluindo suas formas e suas possíveis representa os átomos por seus símbolos reações. químicos, as ligações covalentes por linhas e os pares isolados por pares de pontos. Um par de elétrons emparelhado é chamado de ligação simples. 4
  • 5. 29/03/2012 Ligação Covalente Ordem de Ligação Distância média entre A quantidade de Lewis – descreve a maneira como os átomos os dois núcleos – energia necessária para compartilham os elétrons nas ligações químicas; comprimento de ligação quebrar a ligação – ou distância de ligação energia de ligação comprimento da ligação e energia de ligação H2 Ordem de ligação Ordem de Ligação Ordem de Ligação Número de pares de elétrons compartilhados entre os átomos. Medida da intensidade da densidade e- na O.L. Tabela 8.3 ligação. 1 2 Quanto a densidade e- mais firmemente 3 os núcleos estão unidos. Como desenhar a estrutura de Como Lewis ? desenhar CO2 a O C O C ( G4= 4e-) 1x4 = 4e- estrutura O( G6 = 6e-) 2 x 6 = 12e- de Lewis ? 16e- NH4+ ? BF3 ? HClO3 ? IF4 - ? 5
  • 6. 29/03/2012 Estrutura de Lewis e a Regra do Octeto Estrutura de Lewis deveria mostrar que a regra do Outras poucas moléculas podem se Octeto é obedecida. comportar como tendo menos que oito e- CO2, Cl2 , N2... Há algumas moléculas e íons onde a regra não é obedecida ou inadequada Exceto 2o período, Ex: carbono(C) e o Ex: PCl5 nitrogênio (N) – muitos não metais podem ter mais que 8 e- Eletronegatividade Eletronegatividade Medida da capacidade de um átomo atrair para si os elétrons partilhados numa ligação. H2 - os elétrons são igualmente partilhados pelos dois núcleos. HCl ou HF- Os elétrons passam mais tempo na vizinhança de um dos átomos. + - Ligação covalente polar Ligações Iônicas e Covalentes Ligações Iônicas e Covalentes Ligação Iônica Ligação Covalente Apolar Ligação Covalente Polar .. Cs+ [ : . .: ] - F H2, Cl2, O2, N2 Grau de polaridade de uma ligação (quantidade Não há diferença de do caráter iônico) – eletronegatividade Ligação torna-se mais de 50% iônica quando a Diferença de eletronegatividade é diferença de muito grande. O átomo mais eletronegatividade eletronegativo controla os e- exceder 1,7. 6
  • 7. 29/03/2012 Previsão do caráter da ligação 1,0 2,9 Se EN < 1,7 a ligação é covalente polar; Se EN ~ 1,7 tem 50 % de caráter iônico; Se EN> 1,7então a ligação é predominantemente 2,1 iônica; Se EN = 0, a ligação é covalente apolar (0% de caráter iônico). Propriedades de compostos Propriedades de compostos covalentes e iônicos covalentes e iônicos Compostos covalentes: geralmente gases, Compostos iônicos: sólidos de ponto de líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão. fusão elevado H2O CO2 Sacarose Ligação Covalente Normal e Propriedade NaCl CCl4 Coordenada Aspecto sólido branco líquido incolor T fusão/ °C 801 - 23 Para reconhecer a proveniência dos elétrons T ebulição/ °C 1413 76.5 na estrutura de Lewis, geralmente usa-se “o” solubilidade em H2O elevada bastante baixa ou “X” no lugar dos pontos. Condutividade elétrica sólido mau mau NH3 fundido bom mau ligação covalente normal 7
  • 8. 29/03/2012 Carga Formal Íon amônio NH4+ - ligação covalente coordenada A determinação das cargas elétricas de átomos ligados é muito difícil. Métodos aproximados carga formal e número de oxidação Carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons fossem compartilhados por igual (covalente apolar), Carga aparente. Cálculo da carga formal sobre um átomo Carga Formal Ex: H2SO4 Para o Oxigênio (O) 1- ligados ao hidrogênio O = 6-(2+4) = 0 2- aqueles não ligados ao hidrogênio Para o enxofre (S) S = 6 – (4+0) = +2 Para o Hidrogênio (H) H = 1-(1+0) = 0 Para o Oxigênio (O) Carga formal=(No de e- na camada de val. átomo isolado) – ( No de ligações do átomo) + No de e- não-compartilhado (a) ligados ao hidrogênio O = 6-(2+4) = 0 (b) aqueles não ligados ao hidrogênio O = 6-(1+6) = -1 Carga Formal Exemplo: O íon sulfato, SO42- ocorre em vários minerais importantes,como por exemplo o Para moléculas neutras a soma das cargas formais tem gesso (CaSO4. 2H2O). Calcule a carga formal de ser zero. nas três estruturas. Para íons a soma tem de igualar a carga do íon. Estruturas de Lewis com menores cargas formais são mais prováveis. 8