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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Cap. 8 – JJ.B. Russel
Cap
usse
Profª.
Camila
Amorim
1
LIGAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Definição: forças que unem átomos
formando moléculas, agrupamentos de
átomos ou sólidos iônicos;
ç de interação
ç
mais fortes;;
• Forças
– Iônicas
– Covalentes
• A maioria das ligações possui
características
t í ti
intermediárias
i t
diá i predominantemente iônicas ou covalentes
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2
LIGAÇÕES IÔNICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Atração eletrostática entre os íons de
cargas opostas.
• NaCl – arranjo ordenado em três
dimensões dos íons Na+ e Cl-
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3
ESTRUTURAS DE LEWIS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Consiste no seu símbolo químico, rodeado
por um número de pontos
correspondentes ao número de elétrons
da camada de valência do átomo;
• O símbolo químico numa estrutura de
Lewis representa
p
o tronco ou cerne do
átomo;
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4
ESTRUTURAS DE LEWIS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
5
ESTRUTURA DE LEWIS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
6
REGRA DO OCTETO
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Com exceção ao He todos os átomos dos
gases nobres possuem uma camada de
valência especialmente estável, ns2np6 ou
seja um octeto.
• Os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar
p
elétrons até q
que estejam
j
rodeados por 8 e- de valência;
• CUIDADO ! EXISTEM VÁRIAS EXCEÇÕES À
REGRA DO OCTETO.
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7
Configurações eletrônicas dos íons
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
Quando um átomo de
um metal de um grupo
principal
i i l forma
f
um
cátion, ele perde seus
elétrons de valência s e
p e adquire a
configuração
g
ç
eletrônica
do átomo de gás nobre
que o precede.
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8
Configurações eletrônicas dos íons
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Quando átomos de
não-metais adquirem
q
elétrons para formas
ânions,, eles o fazem
até que seja atingido
a configuração
g
ç
eletrônica do gás
nobre seguinte.
g
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9
Exemplos
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Escreva a estrutura de Lewis para
– cloreto de cálcio,,
– sulfeto de potássio,
– óxido de alumínio e
– nitreto de bário.
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10
LIGAÇÕES IÔNICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
11
LIGAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• entre átomos:
– iônica
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12
LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIA
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Todas as reações ocorrem quando os
produtos formados são mais estáveis que
os reagentes = liberação de energia =
decréscimo de entalpia (pressão cte)
∆H<0;
• Entalpia
p = calor absorvido durante um
processo sob pressão constante, é igual ao
aumento na energia
g do sistema menos o
trabalho
∆H = ∆U - w
13
ENERGIA PARA REAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• C
Calor
l = energia
i ttransferida
f id d
do sistema
i t
para o
meio devido apenas à diferença de temperatura
entre eles (Ts > To);
– flui naturalmente de uma região + quente para uma
+ fria; q
• Trabalho = Capacidade de aumentar a energia do
sistema;
– w = quantidade de trabalho realizado sobre um
sistema;
i t
– w<0 = sistema realiza trabalho – Expansão;
– w>0 = trabalho é feito sobre o sistema –
Compressão;
∆U = q = não há trabalho realizado;
∆U
U = w = não
ã há calor
l transferido;
t
f id
14
∆U = q + w = 1ª lei da termodinâmica
Lei de Hess
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• A variação
i ã da
d entalpia
l i para qualquer
l
processo depende somente da natureza dos
reagentes e produtos e independe do número
de etapas do processo ou da maneira como é
realizada a reação.
ç
• Valores da reação de formação são tabelados
e podem ser utilizados para calcular os
valores
l
de
d ∆H de
d outras reações.
õ
• A reação de formação é aquela em que um
moll de
d um único
ú i produto
d t é formado
f
d a partir
ti
de seus elementos (não combinados):
C(s) + O2(g) → CO2(g)
15
LIGAÇÕES IÔNICAS E ENERGIA
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• A energia
i de
d ionização
i i
ã
dos átomos de metal
que deve ser fornecida
q
é parcialmente
recuperada pela
afinidade eletrônica
dos não-metais.
• A diminuição
ç
da
energia global que leva
à formação do sólido
iônico deve
deve-se
se à forte
atração entre os
cátions e ânions que
ocorre no estado sólido
16
Sólidos iônicos
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Ligações iônicas são fortes = quantidade
razoável de energia deve ser fornecida
para quebrar um sólido iônico;
• Pontos de fusão e calores de fusão
relativamente
l i
alto;
l
• No retículo cristalino os
íons estão presos – fracos
condutores de calor e
eletricidade;
Profª. • Quando
Q
d ffundidos
did ou em solução
l ã
17
Camila
Amorim aquosa conduzem;
Por que os sólidos iônicos são
quebradiços?
QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Sólidos original:
arranjo ordenado
de cátions e ânions
Profª.
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Amorim
Golpe de martelo:
empurra os íons
para posições em
que os cátions e os
â i
ânions
se
aproximam
O sólido quebra em
fragmentos –
resultados das
forças repulsivas
18
LIGAÇÕES COVALENTES
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Ocorre quando dois átomos tem a mesma
tendência de ganhar e perder elétrons.
• Compartilhamento de e-.
Profª.
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19
LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
20
LIGAÇÕES COVALENTES
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
21
LIGAÇÕES COVALENTES MÚLTIPLAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
22
HÍBRIDO DE RESSONÂNCIA
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Al
Algumas vezes não
ã é possível
í l representar
uma partícula com uma única estrutura de
L i
Lewis.
• Molécula de Ozônio O3 = existem duas
estruturas contribuintes, ou duas
estruturas de ressonância, são duas
formas de representar a geometria da
molécula = híbrido de ressonância
• Forma intermediária entre as duas formas
possíveis
p
23
HÍBRIDO DE RESSONÂNCIA
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
24
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
25
ELETRONEGATIVIDADE
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• A atração exercida por um átomo sobre o
par de e- na sua camada de valência
depende da carga nuclear efetiva e da
distância entre os núcleos e a camada de
valência;
g
= tendência relativa
• Eletronegatividade
mostrada por um átomo ligado em atrair o
par de e-;;
p
• Determinam o quanto um par é
compartilhado
26
PERIODICIDADE E ELETRONEGATIVIDADE
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
A eletronegatividade
g
tende a crescer da esquerda
q
para
p
direita através de um período
p
na
tabela devido ao aumento na carga nuclear.
Elementos de transição – irregularidades resultantes da variação na efetividade da
blindagem.
Nos grupos a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna
mais afastada do núcleo.
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27
ELETRONEGATIVIDADE E TIPO DE
LIGAÇÃO
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Á
Átomos idênticos
idê i
possuem
a mesma
eletronegatividade –
distribuição de cargas na
molécula é simétrica –
não polar;
não-polar;
• Ligação covalente polar =
par de e
e- não é
compartilhado igualmente;
• HF - F possui uma
eletronegatividade maior
que o H. – nuvem
eletrônica é atraída para o
átomos de F.
28
POLARIDADE DA LIGAÇÃO E
ELETRONEGATIVIDADE
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
•O
O grau com que um par é compartilhado depende da
diferença entre as eletronegatividades dos átomos
ligados;
•Quanto maior a diferença de eletronegatividade mais
polar a ligação;
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29
LIGAÇÃO IÔNICA X COVALENTE
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
30
DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE Δχ e
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Ç
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
31
ENERGIAS DE LIGAÇÃO
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Energia necessária para
romper uma ligação
específica;
g de dissociação
ç
–
• Energia
geralmente positiva e
p
como ∆H;;
expressa
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32
Energias médias de ligação simples
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
33
Energias médias de ligação
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
34
CICLO DE BORN-HABER: para determinar a
energia de ligação
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
35
BALANÇO DE CARGAS:
CARGA FORMAL
QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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• C
Carga que um át
átomo teria
t i se todos
t d os pares
de e- fossem compartilhados por igual =
ligações
g ç
não-polares;
p
;
1. Escrever a estrutura de Lewis
2. Atribuir os e- de valência aos átomos:
a.
Atribua ambos os e- de cada par solitário ao seu
átomo
b. Dividir cada par compartilhado, atribuindo um e- para
cada átomo ligado pelo par
Carga formal = (e- de valência ) átomo isolado – (evalência) átomo ligado
• Soma das cargas formais:
– Moléculas = 0
– Íons = carga do íon
36
•
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CARGA FORMAL
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
Fornece uma indicação da extensão da perda ou ganho de e- por
um átomo no processo de formação da ligação covalente.
As estruturas com as menores cargas
g formais são as que
q
provavelmente têm as menores energias
Dióxido de carbono
Estruturas mais prováveis de acordo com a carga formal
Monóxido de dinitrogênio
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37
Repulsão dos Pares Eletrônicos
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• E
Estrutura
t t
de
d Lewis
L i = cada
d par de
d pontos
t representa
t o
par de e- de valência que ocupa um orbital de cada
átomo;
• Arranjo
A
j geométrico
ét i = repulsão
l ã dos
d pares de
d e- são
ã
mínimas;
• Método VSEPR = repulsão entre os pares eletrônicos
d camada
da
d d
de valência:
lê i
– orientação buscando a mínima energia;
– magnitude da repulsão depende do compartilhamento
• dois pares compartilhados = repulsão mais fraca
• par solitário e par compartilhado = intermediária;
• pares solitários = forte
– decréscimo com o aumento do ângulo entre os pares
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• 90 graus = fortes
• 120 graus = mais fracas
• 180 graus = extremamente fracas
38
Método VSEPR
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Número estérico
g ç
múltiplas
p
= número total de
– sem ligações
pares eletrônicos (solitários e compartilhados)
ao redor do átomo
– com ligações múltiplas = soma do número de
átomos ligados a ele mais o número de pares
solitários
• Determinação do número e localização dos
pares solitários
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39
Geometria das moléculas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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MÉTODO VSEPR
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Esquematizar a estrutura de Lewis
• Determinar o n. estérico do átomo central
• Orientar o par de e- e as ligações
múltiplas nas posições apropriadas ao
redor
d d
do á
átomo a fi
fim d
de minimizar
i i i
as
repulsões entre eles (vértices das figuras
geométricas);
• Colocar cada átomo ligado nos vértices da
figura geométrica obtida anteriormente.
anteriormente
Vértices sem átomos – pares solitários =
menor n.
n de repulsões;
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Estrutura do PCl5
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Método VSEPR
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Estrutura do ClF3
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Estrutura do SF4
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Estrutura do SF6
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Estrutura do XeF4
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• Nã
Não polar
l = posição
i ã média
édi de
d todas
t d as cargas
positivas coincide com a posição de todas as
cargas
g negativas;
g
;
• Polar = centros das cargas não se coincidem
= existência do dipolos
• Momento
M
di
dipolo
l = medida
did d
da magnitude
i d d
das
cargas parciais = μ = unidade = debye (D) μ
= e. d
– 2 cargas iguais e opostas de grandeza
e,separadas pela distância d,constituem um
di l e produzem
dipolo
d
um momento
t dipolar
di l μ
Profª.
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Momento dipolar de algumas moléculas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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Profª.
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• entre átomos:
– metálica
Profª.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
• entre moléculas:
p
permanente
p
– íon – dipolo
– íon – dipolo induzido
– dipolo permanente – dipolo permanente
– dipolo permanente – dipolo induzido
– dipolo induzido – dipolo induzido
Profª.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Profª.
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QUÍMICA GERAL – Ligações Químicas
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