Ligações
Químicas
2) T = 1 s Temp = 1010 ºC Prótons e Nêutrons 1) T = 0 s Temp = 1032 ºC Partículas subatômicas 3) T = 15 s Temp = 1010 ºC Núcleos de Hélio
5) T = 400 000 anos Temp = 3 700 ºC Primeiros átomos 4) T = 3 min e 15 s Temp = 1010 ºC Núcleos de Deutério
8) T = 15 bilhões anos Temp = - 270,3º C Vida na Terra 6) T = 2 bilhões anos Temp = - 253º C Primeiras Estrelas
7) T = 5 bilhões anos Temp = - 293º C Primeiras Galáxias
Ligações Químicas Interações entre os átomos N H
H CH4
H H
NH3
C
H
H
O
H
H
Objetivo: Adquirir Estabilidade
H
H2O
NOTA:
Ligações Químicas são interações entre os átomos com o objetivo de adquirir estabilidade.
Interações Eletrostáticas
Ligações Químicas Pode ser definida como uma força resultante das interações eletrostáticas de elétrons (carga negativa) e núcleos (carga positiva) de dois átomos. -
Atração
+
Repulsão
-
Repulsão
+ -
Interações Eletrostáticas
NOTA: As interações, tanto as atrações entre cargas opostas quanto as repulsões entre cargas iguais, são sempre mais intensas quando as cargas são maiores e as distâncias entre elas são menores. Força eletrostática F. el.
α 1/ d
α q1 x q2
F
F
F F
F
F
F F
F
F
F
F
feixe intenso de luz
gás flúor (F2) Subsistem durante uma pequena fração de segundos, pois começam a colidir e se re-combinar
F
F
átomos de flúor isolados
F moléculas de F2, mais estáveis :
F
F F
F F
F
F
F2(g) → F(g) + F(g) → F2(g)
NOTA: Por que as ligações químicas se formam? Quando átomos estabelecem uma ligação química, ocorre liberação de energia e um consequente aumento de estabilidade
ΔE ?
NOTA:Por que as ligações químicas se formam? Os átomos sempre se ligam para adquirir uma maior estabilidade (menor energia). Em geral, essa estabilidade é adquirida: com a transferência total (ligação iônica) o ou com compartilhamento (ligação covalente) dos elétrons da camada de valência
Camada Eletr么nicas ou N铆veis de Energia
Camada de ValĂŞncia
Gilbert Newton Lewis foi um garoto precoce. Aprendeu a ler em casa, freqüentou uma escola pública dos 9 aos 14 anos e, a seguir, ingressou na Univ. de Nebraska. Aos 17 anos foi para a Univ. de Harvard e aos 24 já concluía o doutorado. Dono de um espírito criativo e ousado, não se conformava com os conceitos preestabelecidos. Prof. que incentivava o debate e apresentava problemas instigantes, que desenv. o espírito critico. Lewis é considerado como o grande resp. pelo avanço da Química nos EUA.
Estrutura de Lewis H2 H
O2
HF H
H F
O
N2 O
N
CH4 H H C H H
N
H H
H
H
F
O
O
N
N
H
C H
H
Gases Nobres K
L
M
N
O
He
2
Ne
2
8
Ar
2
8
8
Kr
2
8
18
8
Xe
2
8
18
18
8
Rn
2
8
18
32
18
2
10
18 36 54 86
P
8
NOTA: Gases Nobres Possuem a camada de valência especialmente estável que é responsável pelas características diferenciadas dos demais elementos: são átomos livres no estado gasoso, quimicamente inertes e ...
• apresentam alta Energia de Ionização (?) • baixa Afinidade Eletrônica (?)
Regra do octeto Proposta em 1916 por Kossel, Langmur e Lewis, dizia que todos os átomos têm tendência a aumentar a sua estabilida-de se adquirirem configuração eletrôni-ca de gás nobre, ou seja, oito elétrons na camada de valência. Essa configuração estável pode ser obtida através da transferência ou do compartilhamento de elétrons de um átomo para o outro através das ligações químicas.
A regra do octeto é bastante útil como regra prática e com ela é possível explicar a maioria das ligações químicas ou até mesmo fazer previsões sobre a estequiometria da maioria dos compostos. A regra aplica-se melhor para os elementos representativos Mas não considera a variação da energia no processo de formação da ligação
Exceções à regra do octeto A)Íons de metal de transição - Os metais de transição formam numerosos compostos nos quais eles apresentam valências variáveis e que nem sempre obedecem à regra do octeto. B)Compostos de Gases Nobres - sabe-se hoje que é possível combinar quimicamente os gases nobres: compostos com xenônio (XeF2, XeF4, XeO3, XeO4, Na4XeO6.8H2O) e com kriptônio (KrCl2).
Como estão distribuidos os elétrons nas camadas dos átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl)?
O que esperar da estabilidade destes รกtomos?
Sódio (Na) - Raio Neutro (pm) Raio Raio Raio Atômico Atômico Covalente Empírico Calculado
180,0
190,0
154,0
Raio Iônico (pm) Íon Na (I) Fator de conversão:
Valor 95,0
1 pm = 10-12metros pm=picômetro
Cloro (Cl) - Raio Neutro (pm) Raio Raio Raio Atômico Atômico Empírico Calculado Covalente 100,0
79,0
99,0
Raio Iônico (pm)
Frasco contendo o gás cloro (Cl2).
Íon Cl (I) Cl (VII) Cl (-I)
Valor 49,0 26,0 181,0
Na(g) + Cl(g) → Na+Cl-(g)
Linus Carl Pauling (19011994) foi um brilhante químico e também um pacifista. Suas contribuições para a Química foram inúmeras, dentre as quais podemos destacar: os trabalhos teóricos sobre as ligações químicas, a elucidação da geometria molecular das proteínas e a elaboração do conceito de ELETRONEGATIVIDADE.
Eletronegatividade:
Uma propriedade periódica (carga nuclear, q+)
Eletronegatividade α (tamanho do átomo, r)
Quais as tendências de variação da eletronegatividade na Tabela Periódica?
3 Li 1,0
2 He ---
1 H 2,1
4 Be 1,5
11 12 Na Mg 0,9 1,2 19 K 0,8
20 Ca 1,0
21 Sc 1,3
22 Ti 1,5
23 V 1,6
24 25 26 Cr Mn Fe 1,6 1,5 1,8
37 Rb 0,8
38 Sr 1,0
39 Y 1,2
40 Zr 1,4
41 42 43 Nb Mo Tc 1,6 1,8 1,9
55 Cs 0,7
56 Ba 0,9
La 72 1,1 Hf 1,3 1,3
73 Ta 1,5
87 Fr 0,7
88 Ra 0,9
Ac 1,1 1,7
74 W 1,7
75 Re 1,9
5 B 2,0
6 C 2,5
7 N 3,0
8 O 3,5
9 F 4,0
10 Ne ---
13 Al 1,5
14 Si 1,8
15 P 2,1
16 S 2,5
17 Cl 3,0
18 Ar ---
27 Co 1,9
28 Ni 1,9
29 Cu 1,9
30 Zn 1,6
31 Ga 1,6
32 Ge 1,8
33 As 2,0
34 Se 2,4
35 Br 2,8
36 Kr ---
44 Ru 2,2
45 Rh 2,2
46 Pd 2,2
47 Ag 1,9
48 Cd 1,7
49 In 1,7
50 Sn 1,8
51 Sb 1,9
52 Te 2,1
53 I 2,5
54 Xe ---
76 Os 2,2
77 Ir 2,2
78 Pt 2,2
79 Au 2,4
80 Hg 1,9
81 Tl 1,8
82 Pb 1,9
83 Bi 1,9
84 Po 2,0
85 At 2,2
86 Rn ---
3 Li 1,0 11 Na 0,9 19 K 0,8 37 Rb 0,8
4 Be 1,5 12 Mg 1,2 20 Ca 1,0 38 Sr 1,0
5 B 2,0 13 Al 1,5 31 Ga 1,6 49 In 1,7
6 7 C N 2,5 3,0 14 15 Si P 1,8 2,1 32 33 Ge As 1,8 2,0 50 51 Sn Sb 1,8 1,9
8 9 O F 3,5 4,0 16 17 S Cl 2,5 3,0 34 35 Se Br 2,4 2,8 52 53 I Te 2,1 2,5
10 Ne --18 Ar --36 Kr --54 Xe ---
A configuração estável pode ser obtida através da: • transferência ou do • compartilhamento de elétrons de um átomo para o outro através das ligações químicas.
ĂŞr ef s nart
+ -
hli t r a p moc
ElĂŠtrons Compartilhados
Ligações Químicas • Ligação Iônica • Ligação Covalente (Molecular) • Ligação Metálica
Ligação Iônica
Na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem as partículas com cargas elétricas opostas. A ligação iônica é formada pela transferência de um mais elé-trons, de um átomo para o outro, produ-zindo ÍONS. Formação de íons: Para ser energeticamente favorável, é necessário que a E.I. do átomo doador de elétron seja baixa e que a A.E. do átomo receptor de elétron seja elevada.
Cátion:
M(g) → M+(g) + e-
Ânion:
X(g) + e- → X-(g)
M(g) + X(g) → M+(g) + X-(g) M+(g) + X-(g) → M+X-(g) M+X-
PAR IÔNICO
NaCl
MgCl2
Exercício Através da estrutura de Lewis represente a ligação existente em: CaF2 AlCl3
Ligação Covalente •ocorre quando os átomos envolvidos têm a mesma tendência de ganhar elétrons, ou seja, quando a eletronegatividade dos átomos envolvidos é alta e a diferença entre elas é pequena. •De um modo geral, quando a ∆EN > 2 a ligação é iônica e quando ∆EN < 2 a ligação é covalente:
LiF ⇒ ∆E.N. = 4,0 – 1,0 = 3,0 ⇒ (iônica) NaCl ⇒ ∆E.N. = 3,0 – 0,9 = 2,1 ⇒ (iônica) H2 ⇒ ∆E.N. = 2,1 - 2,1 = 0 ⇒ (covalente) N2 ⇒ ∆E.N. = 3,0 – 3,0 = 0 ⇒ (covalente) HF ⇒∆E.N. = 4,0 – 2,1 = 1,9 ⇒ (covalente)
HCl ⇒∆E.N. = 3,0 - 2,1 = 0,9 ⇒(covalente)
c oãça gi L
Cl2
Elétrons Compartilhados
HCl
Apolar
c oãça gi L
Cl2
Elétrons Compartilhados
Polar HCl
Covalente Apolar Cl2
δ
0
δ
0
Cl Cl
δ
0
Cl
δ
0
Cl
pressão
δ
+
δ
−
Cl Cl
57
Covalente Polar HCl
58
• As moléculas eletricamente neutras podem possuir um dipolo elétrico permanente.
Na Cl +
Covalente Polar
-
I么nica 61
A MOLÉCULA DE ÁGUA
A água, substância covalente de fórmula química H2O, compõe-se de dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (ametal). O H H
H2O
Como estão distribuídos os elétrons nas camadas do átomos de oxigênio (O) e de hidrogênio (H)?
A MOLÉCULA DE ÁGUA
O átomo de oxigênio é mais eletronegativo que os de hidrogênio, assim:
O H
H 104º 27’
ESTADOS FÍSICOS DA ÁGUA P ode ser
encontrada sob várias formas como: nuvens, oceanos e geleiras. Na verdade a água não deveria ser líquida,
e sim gasosa, à temperatura ambiente porque, se não fossem as pontes de hidrogênio, a sua temperatura de ebulição seria aproximadamente de – 80°C.
PONTOS DE FUSÃO E EBULUÇÃO
Ponto de fusão normal: Para a água PF = 0°C.
Ponto de ebulição normal: Para a água PE = 100°C.
Estrutura da água
SOLUBILIDADE NA ÁGUA
Quando um sal se dissolve, ele dissocia-se, e os íons que o constituem passam a existir na solução formada.
NaCl(s) + H2O(l) Na+(aq) + Cl-(aq)
SOLUBILIDADE NA ÁGUA
SOLUBILIDADE NA ÁGUA
A propriedade solubilidade permite, por exemplo, que a água transporte nutrientes dissolvidos através de organismos vivos e retire os resíduos dos mesmos tecidos, servindo como agente de limpeza.
PROPRIEDADES ANÔMALAS DA ÁGUA
A água aumenta sua densidade progressivamente, de maneira inversa à temperatura, atingindo a máxima (1 g/mL) a 4°C.
Estrutura do gelo
Abaixo de 4°C a densidade passa a diminuir com o abaixamento da
PROPRIEDADES ANÔMALAS DA ÁGUA
Por essa razão é que o gelo flutua na água, fazendo com que exista vida aquática sob a camada de gelo de um lago, por exemplo.
A água se expande ao se solidificar, pois a estrutura do gelo é uma forma hexagonal mais aberta, fazendo por exemplo, com que uma garrafa de água no congelador estoure.
PROPRIEDADES ANÔMALAS DA ÁGUA A superfície da água se comporta como uma película tensa e elástica, apenas deformada nos pontos onde se apoiam as patas do inseto.
A tensão superficial é devida às forças de atração que as moléculas internas do líquido exercem junto às da superfície.
PROPRIEDADES ANÔMALAS DA ÁGUA As moléculas situadas no interior de um líquido são atraídas em todas as direções pelas moléculas vizinhas e, por isso, a resultante das forças que atuam sobre cada molécula é praticamente nula. Na superfície, entretanto, sofrem apenas atração lateral e inferior. Esta força cria a tensão na superfície, que faz a mesma comportar-se como uma película elástica.
PROPRIEDADES ANÔMALAS DA ÁGUA A água é má condutora do calor e necessita de muitas calorias para aquecer-se (possui calor específico muito grande). Também para fundir-se e para vaporizar-se retira grande quantidade de calor das fontes. Esses fatos fazem com que a água funcione como niveladora térmica do meio físico.
PROPRIEDADES ANÔMALAS DA ÁGUA
O calor específico de uma substancia: quantidade de calor que precisa ser absorvida por 1 g da substância para aumentar sua temperatura em 1 ºC. A água tem elevado calor especifico porque, em relação a outras substâncias, pode absorver ou ceder grandes quantidades de calor com pequena alteração de temperatura.