Ligações Químicas Foz do Iguaçu, PDF
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Benedito Lagos Caldas
1 Ligações Químicas Foz do Iguaçu, 2017
2 Ligação Química As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são responsáveis por ligações químicas Os átomos, ao se unirem, procuram perder, ganhar ou compartilhar elétrons na última camada até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre. Regra do Octeto
3 Energia de ligação A energia de ligação para estes dois átomos, Eo, corresponde à energia neste ponto mínimo; ela representa a energia que seria necessária para separar esses dois átomos até uma distância de separação infinita
4 Ligações Primárias Ligação Iônica Comum em compostos contendo elementos metálicos e não-metálicos (cerâmicas) Os átomos de um elemento metálico perdem fácil seus elétrons para átomos de elementos não metálicos. Adquirindo configuração de gás nobre e adicionalmente uma carga (íons) Por convenção, o cátion é sempre escrito na frente!! NaCl, BaCl 2... A ligação iônica é chamada não-direcional, isto é, as magnitude da ligação é igual em todas as direções ao redor do íons. A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons firmemente presos no reticulado. Por isso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm ponto de fusão e ponto de ebulição elevados. Os materiais iônicos são, por característica, materiais duros e quebradiços e, além disso, isolantes elétricos e térmicos.
5 Ligações Primárias Ligação Covalente Na ligação covalente as configurações eletrônicas estáveis são adquiridas pelo compartilhamento de elétrons entre átomos adjacentes. Dois átomos ligados de maneira covalente irão cada um contribuir com pelo menos um elétron para a ligação, e os elétrons compartilhados podem ser considerados como pertencentes a ambos os átomos. A ligação covalente é característica de dois átomos de não-metais, ou semimetais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio (Polímeros). A ligação covalente é direcional; isto é, ela ocorre entre átomos específicos e pode existir somente na direção entre um átomo e o outro que participa no compartilhamento de elétrons A ligação é covalente quando os dois átomos apresentam a tendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última camada eletrônica As ligações covalentes podem ser muito fortes, como no diamante, que é muito duro e possui uma temperatura de fusão muito alta ou elas podem ser muito fracas.
6 Compostos moleculares e compostos iônicos Um composto é considerado composto molecular quando apresenta exclusivamente ligações covalentes. Um composto é considerado composto iônico desde que possua pelo menos uma ligação iônica (mesmo apresentando várias ligações covalentes). É possível a existência de ligações que sejam parcialmente iônicas e parcialmente covalentes. Quanto maior a separação dos átomos na tabela periódica, mais iônica será a ligação.
7 Ligações Primárias Ligação Metálica Característica dos materiais metálicos e suas ligas Os materiais metálicos possuem um, dois ou, no máximo, três elétrons de valência. Estes elétrons de valência não se encontram ligados a qualquer átomo em particular no sólido e estão mais ou menos livres para se movimentar ao longo de todo o metal. Eles podem ser considerados como pertencendo ao metal como um todo, ou como se estivessem formando um "mar de elétrons" ou uma "nuvem de elétrons". Os elétrons restantes, aqueles que não são elétrons de valência, juntamente com os núcleos atômicos, formam o que são chamados núcleos iônicos. Os elétrons livres protegem os núcleos iônicos carregados positivamente das forças eletrostáticas mutuamente repulsivas; consequentemente, a ligação metálica apresenta caráter não-direcional. Adicionalmente, esses elétrons livres atuam como uma "cola para manter juntos os núcleos iônicos. A ligação pode ser fraca ou forte; as energias variam na faixa entre 68 kj/mol para o mercúrio e 850 kl/mol para o tungstênio.
8 Características gerais dos metais Brilho metálico (decaimento de elétrons, reemissão de luz) Condutividade térmica e elétrica (alta mobilidade eletrônica) Densidade elevada (estrutura molecular compacta) Pontos de fusão e de ebulição elevados (força elevada da ligação metálica) Resistência à tração (força elevada da ligação metálica) Maleabilidade (possibilidade de escorregamento dos átomos metálicos) Ductilidade (possibilidade de escorregamento dos átomos metálicos)
9 Estrutura de Lewis Estrutura elaborada pelo químico Gilbert Lewis que representa os elementos e seus elétrons de valência. Feltre. Químcia geral v1.
10 Estrutura Espacial das Moléculas Posição dos átomos no espaço Moléculas possuem disposição espacial dos seus átomos de forma a acomodar os átomos e os elétrons de forma mais estável. Moléculas simples (di ou triatômica), como H 2, O 2, HCl, H 2 O... Moléculas Planas. Geometria Linear, Angular Moléculas complexas, como CH 4, BF 3, PCl 5 Moléculas Tridimensionais Geometria Espacial
11 Ângulo de ligação = 180 Moléculas com 2 átomos (Geometria Linear)
12 Ângulo de ligação = 116,8 (1 par elétrons não ligante) e 104,5 (2 pares de elétrons não ligantes) Moléculas com 3 átomos (Geometria Linear) Ângulo de ligação = 180 Moléculas com 3 átomos (Geometria Angular)
13 Moléculas com 4 átomos (Geometria Trigonal Plana) Ângulo de ligação = 120 Moléculas com 4 átomos (Geometria Piramidal) Ângulo de ligação = 107
14 Ângulo de ligação = 109,5 Moléculas com 5 átomos (Geometria Tetraédrica)
15 Moléculas com 6 átomos (Geometria Bipirâmide Trigonal) Ângulo de ligação = 90 e 120 Moléculas com 7 átomos (Geometria Octaédrica) Ângulo de ligação = 90
17 Exceções à Regra do Octeto Apesar de funcionar na maioria dos casos, a Regra do Octeto não é uma verdade absoluta. Para elementos do período 3 ou mais, os átomos já são grandes o suficiente para que o núcleo tenha uma atração reduzida nos elétrons de valência, permitindo maiores distorções na nuvem eletrônica, além de passar a existir o subnível d disponível. Desse modo, alguns elementos conseguem comportar mais do que oito elétrons na valência, alcançando a condição conhecida como Octeto Expandido, como o PCl 5, o SF 6, o XeF 4, entre outros.
18 ORBITAIS HÍBRIDOS (expansão da camada de valência) São o resultado da sobreposição de orbitais atômicos (com energias próximas) de um mesmo átomo.
19 Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência Ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e os não-ligantes se repelem, tendendo a ficar tão afastados quanto possível. Afastamento máximo, a repulsão entre os pares eletrônicos será mínima e a estabilidade da molécula será máxima
20 Eletronegatividade/Polaridade das Ligações e das Moléculas Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.
21 Polaridade das ligações Ligação covalente Apolar Ligação covalente Polar = 0 (momento dipolar μ =0) Polo positivo (menor concentração de elétrons) μ Polo negativo (maior concentração de elétrons) A polaridade de uma ligação é expressa pela diferença de eletronegatividade ( = 0,1 até 1,7) entre os átomos ligados = 3,0-2,1 = 0,9 (momento dipolar μ diferente de 0)
22 Polaridade das Moléculas As moléculas polares se orientam sob a ação de um campo elétrico externo conforme o esquema abaixo: Momento dipolar (μ) é o produto do módulo da carga elétrica parcial (δ) pela distância entre os dois extremos de um dipolo.
23 Molécula Apolar μ r = 0 Molécula Polar μ r diferente 0
Ligações Químicas: covalentes e iônicas Nicolas Adrián Rey Este documento tem nível de compartilhamento de acordo com a licença 3.0 do Creative Commons. http://creativecommons.org.br http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/br/legalcode