Baixe Ligação Química e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! LIGAÇÃO QUÍMICA Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. Ligação Iônica • Transferência de elétrons • Resulta da atração entre íons de cargas opostas • PRODUTOS MAIS ESTÁVEIS QUE OS REAGENTES metal + não metal Na → Na+ + e- ∆H = +495 KJ/mol (E absorvida) Cl + e- → Cl- (AE) ∆H = -348 KJ/mol (E liberada) 147 KJ/mol ∆H > 0 energicamente desfavorável E I BAIXA A E ALTA Se uma energia menor é estabelecida pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro: Ligação iônica Na(g) → Na+(g) + e– IE = +496 kJ Cl(g) + e– → Cl–(g) EA = -349 kJ Na(g) + Cl(g) → Na+(g) + Cl–(g) ∆H = +147 kJ endotérmico Born-Haber Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = ? 1. Na(s) → Na(g) ∆H1 = +107 kJ(vaporização) 2. ½Cl2(g) → Cl(g) ∆H2 = +122 kJ(dissociação) 3. Na(g) → Na(g)+ + e– ∆H3 = +496 kJ(energia de ionização) 4. Cl(g) + e– → Cl–(g) ∆H4 = -349 kJ (afinidade eletrônica) 5. Na+(g) + Cl–(g) → NaCl(s) ∆H5 = -787 kJ (energia de rede) Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = -411 kJ ∆Hf - (∆HvNa + ∆HdCl + ∆HEI + ∆HAE) ∆HRede = ∆HVNa + ∆HdCl + ∆HEI + ∆HAE + ∆HRede = ∆Hf “Q Enthalpy, H Copyright O The MeGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Li*(g) + F(g) 0, AH, step 4 (EA of F) Li*(9) + F(9) AH Sp 3 (IE4 of Li) Li(g) + F(g) AHSep2 (5 BE of Fo) Li(g) + +Fa(9) AH rep 1 (AH 2 rom Of Li) O AH step 5 (AH ttice Of LIF) Li(s) + 5Fa(9) AHOveral (AH) 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: κ 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. • A energia de rede aumenta à medida que: As cargas nos íons aumentam A distância entre os íons diminui d QQ El 21κ= Sólidos são duros mais quebradiços Like charges Crystal repel cracks External Copyright O The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Sólido iônico Sólido iônico em fundido água Elétrons de Valência Os elétrons de valência são os elétrons da camada mais externa. Eles determinam as propriedades químicas de uma átomo porque as reações químicas resultam no rearranjo desses elétrons Elétrons de valência Ligação covalente • Se uma energia menor é estabelecida pelo compartilhamento de elétrons entre um átomo e outro. É estabelecida entre não metais. • Espécies diatômicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, I2 • Espécies poliatômicas: P4, S8, CO2, SO3, ClO4- • Elementos na fronteira metais/não metais podem formar sólidos com uma rede de átomos extensa: grafite, diamante e sílicio cristalino Regra do octeto • Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. • 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). Vale para OS ELEMENTOS DO 10 E 20 PERÍODO DA TP Ligação e Estrutura Molecular • Ligação Covalente e Estrutura de Lewis Estruturas de Lewis: (Gilbert Lewis, 1916): 1º Modelo de Ligação química composta por um par de elétrons compartilhado por dois átomos vizinhos. - Ligação é localizada. Não tem informação sobre a disposição espacial (geometria) da molécula Teoria de Repulsão de Pares de Elétrons (VESPR): forma geométrica da molécula • HCN Fazer as estruturas de Lewis H2O - CH4 - SCl2 - H2CO - CO2 Moléculas isoeletrônicas – Mesma distribuição de elétrons de valência: CO2 ; NO2+ ; OCN- ; SCN- (16 elétrons de valência) CO ; CN- (10 elétrons de valência) Estruturas Ressonantes – Ressonância SO2 Linus Pauling propôs a teoria de ressonância A verdadeira estrutura eletrônica é um HÍBRIDO das duas Essas estruturas equivalentes são chamadas de ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA. O termo ressonante dá impressão de movimento de pares de elétrons que não existe. Íon NO3- Todas as ligações N-O apresentam a mesma distância. A estrutura molecular real é uma estrutura híbrida formada pela combinação das estruturas contribuintes equivalentes. A carga formal Átomos em moléculas geralmente apresentam uma carga parcial (+ ou -). Carga formal = V – (L + ½ S); Onde: V (no. elétrons de valência); L (no. elétrons como pares isolados) S (no. elétrons compartilhados) A carga formal total é igual a carga do íon (quando se aplica) A estrutura de ressonância predominante de uma molécula é aquela com carga total mais próxima de 0: A carga formal sobre um átomo é a carga que o átomo teria numa ligação perfeitamente covalente, e cada átomo tivesse exatamente metade dos elétrons compartilhados A estrutura de ressonância predominante é aquela cujas CF dos átomos não-metálicos estão próximas de zero. Ela tem a menor energia •Elementos eletronegativos acomodam melhor a carga formal negativa Existem 5 formas geométricas básicas das quais todas as moléculas derivam: NÃO POSSUI ELÉTRONS DESEMPARELHADOS Linear ângulo 1800 Triangular (Trigonal) plana Tetrahedral q Angle: 109.5º Tetraédrica ** Angles: 90º RA 120º Bipirâmidal trigonal 180º 5/6 180º Octaédrica 6/6 Geometria molecular com pares isolados: AX, E, SP Pirâmide rnil iagnal Aurgunhar an Forma T bos od Gangorra Quadrado plamur Pirâmide quadrada Quadrado Planar26 Pirâmide Tetragonal16 Octaédrica06 Linear35 Forma T25 Gangorra15 Bipirâmide Trigonal05 Angular24 Pirâmide Trigonal14 Tetraédrica04 Trigonal Planar03 Linear02 Geometria MolecularNúmero de pares isolados Número de total de pares eletrônicos (isolado + compart.) Dê a geometria dos pares de elétrons e geometria molecular dos compostos abaixo. BCl3 ClF4- SiF62- SeF4 XeF4 H2O ClF4- SiF62- SeF4 XeF4 * Depende da polaridade da ligação e forma da molécula. Polatidade da ligação E Das TN 1) Momento dipolar =0.24D resultante , Momento dipolar resultante = 1.46 D Forças intermoleculares Estado físico - Tipo de força entre as moléculas (intermolecular) - depende do tipo de ligação na substância Dipolo-dipolo induzido dipolo-dipolo induzido Dipolo instantâneo-dipolo induzido Influenciam nos pontos de ebulição dos gases nobres e halogênios Ligação Hidrogênio . a H A a > ã . po , | . - ligação de” ] hidrogênio 1-70 0.1-10 0.1-2 10-40 íon-dipolo dipolo-dipolo Dispersão ligação-Hintermolecular 100-1000 100-1000 covalente iônicaquímica magnitude (KJ/mol) forçaligação As forças Intermoleculares íon-íon íon-dipolo Dipolo permanente –dipolo induzido- dipolo Dipolo-dipolo Dipolo instantâneo-dipolo induzidoE n er g ia d e lig aç ão Molécula apolar < molécula polar < molécula polar com ligação hidrogênio Ponto de fusão e ebulição crescente F2 < HCl < H2O Maior massa molecular (maior tamanho)Maiores ponto de fusão e ebulição Quanto mais ramificada a cadeia Menor ponto ebulição