Bruno Diego de Oliveira 15846 Lucas Rafael Leandro Silva 15865 Conceitos Básicos de Ligação...
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Bruno Diego de Oliveira 15846
Lucas Rafael Leandro Silva 15865
Conceitos Básicos de Ligação Química
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Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Ligação iônica Ligação covalente Polaridade da ligação e
eletronegatividade Desenhando estruturas de Lewis Exceções à regra do octeto Forças das ligações covalentes
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Esta notação consiste numa representação esquemática da camada de valência de cada átomo, isto é, representa-se o símbolo do elemento rodeado dos elétrons de valência (representados por pontos ou cruzes). Cada ponto ou cada cruz representa um elétron de valência ou elétron celibatário.
S
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Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons em sua camada de valência.
Obs: Existem exceções, descritas posteriormente
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NaCl(s) Na+(aq) + Cl-
(aq)
H2O
C12H22O11(s)
Eletrólito Ligações Iônicas
H2OC12H22O11(aq)
Não-eletrólito Ligações Covalentes
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possuem elétrons relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal.
Ligações metálicas
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• Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas.
• É sempre uma interação entre metais com não metais.
• Um átomo “doa” elétrons e o outro “recebe”elétrons.
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Na(S) + 1/2 Cl2 (g)
• Composto eletricamente neutro• Estrutura cristalina regular devido às fortes forças
eletrostáticas• Exemplo de reação:
NaCl (S) Hf0 = - 410,9 kJ
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• Perda de elétrons processo endotérmico• Ganho de elétron processo exotérmico
Ex. Na (g) Na +(g) requer 496 kJ/mol
Cl (g) Cl - (g) libera 349 kJ/mol
Se a transferência de elétron fosse o único fator, o processo seria endotérmico.
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• Energia para separar um composto sólido iônico em íons gasosos•Ocorre a expansão da estrutura até que fiquem completamente separados•Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão
Ex.: NaCl (s) Na + (g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol
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Depende das cargas do íons Tamanhos Arranjos no sólido Por obedecerem a equação Eel = k
Q1Q2 /D
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Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Hof [NaCl(g)]
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Hof [Na(g)]
Na(g) + Cl(g)
Hof [Cl(g)]
Na+(g) + e- + Cl(g)
I1(Na)
NaCl(s)
- Energia de rede de NaC
l
Energia de rede de NaC
l
E (Cl)Na+
(g) + Cl-(g)
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Tendência a adquirir configurações de gás nobre
O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron de nível mais interno
Ex. : Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1
Na+ 1s22s22p6 = [Ne]
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A ligação covalente é o compartilhamento de elétrons entre os elementos para que eles atinjam 8 elétrons na camada de valência e fiquem estáveis.
Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio.
Estruturas de Lewis
H + H H H
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Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o argônio.
Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços. N NCl ClH H O C O
Cl + Cl Cl Cl
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Observação:• Para os não-metais, o número de elétrons
de valência em um átomo neutro é o mesmo do grupo. Por exemplo, os elementos da família 7A possuem 7 elétrons em sua camada de valência, os da 6A, 6 elétrons etc.
• A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta, sendo estes no máximo três ligações possíveis.
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A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0
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Molécula Apolar: Não possui diferença de cargas entre os extremos da ligação.
Molécula Polar: Centro de cargas positivas e negativas não coincidem. A molécula possui uma região com carga positiva e outra com carga negativa
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+ -
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Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando separados, um dipolo é produzido
A magnitude é o produto da carga com a distância
A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo do que o comprimento de ligação.
= Qr
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Para tal, devemos seguir os seguintes passos:
[ ]
Cl P Cl
Cl
Cl P Cl
Cl
Cl P Cl
Cl
O Br O
O
PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência
BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26
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Carga Formal• Podemos desenhar várias estruturas de Lewis
diferentes que obedecem à regra do octeto.• CF = nº e- valência – nº e- na estrutura de Lewis
• Observação: cargas formais não representam cargas reais dos átomos.
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Moléculas possuem um arranjo determinado
Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada
A distancia entre os átomos de estrutura ressonante é menor do que os de ligação simples e maior que os de ligação dupla
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Existem três classes de exceções à regra do octeto:• moléculas com número ímpar de elétrons;• moléculas nas quais um átomo tem menos de um
octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e
NO2 têm um número ímpar de elétrons.
N O N O
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Deficiência em elétrons• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
• O exemplo mais típico é o BF3.
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Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.• Os átomos do 3º período em diante
podem acomodar mais de um octeto.• Além do terceiro período, os orbitais d são
baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.
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Estabilidade está relacionada com as ligações covalentes da molécula
Força da ligação é determinada pela energia necessária para quebra da ligação
Moléculas com ligações fortes, possuem menor tendência a sofrer variação química
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Comprimento de ligação Distância entre os núcleos dos átomos
envolvidos Quanto mais ligações entre dois átomos, mais
curta e mais forte a ligação será
C C
1,54 Å
348 kJ/mol
C C
1,20 Å
839 kJ/mol
C C
1,34 Å
614 kJ/mol
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• Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição
• MAHAN. “quimica um curso universitário”
• BIANCO, Gilmar, “Ligações Químicas”