carga formal

LIGAÇÕ LIGAÇÕES
ES QUÍMICAS
QU MICAS
POR QUE AS PROPRIEDADES DAS
SUBSTÂNCIAS SUBST NCIAS SÃO S O TÃO T O DIFERENTES ?
NaCl AÇÚ ÇÚCAR CAR
PONTO DE FUSÃO FUS PONTO DE FUSÃO FUS
MUITO SOLÚVEL SOL VEL MUITO SOLÚVEL SOL VEL
CONDUTIVIDADE NÃO O CONDUZ
1

1º - COMPOSIÇÃO QUÍMICA
NaCl : Metal e não metal, Na e Cl
Açúcar: Não metais, C, H e O
2º TIPO DE LIGAÇÃO QUÍMICA
Modelos : Iônica
Covalente polar e apolar
Metálica
2

PERDA DE
ELÉTRONS
GRUPO
PERÍODO
3

GANHO DE ELÉTRONS
GRUPO
PERÍODO
4

ESTRUTURAS DE LEWIS
5

SÍMBOLOS MBOLOS DE LEWIS
6

A REGRA DO OCTETO
OS ATOMOS TENDEM A GANHAR, GANHAR,
PERDER
OU COMPARTILHAR ELÉTRONS EL TRONS ATÉ AT QUE
ESTEJAM RODEADOS POR 8 e - DE
VALÊNCIA VAL NCIA
CUIDADO ! EXISTEM VÁRIAS V RIAS EXCEÇÕ EXCEÇÕES
ES À
REGRA DO OCTETO.
7

A LIGAÇÃ LIGAÇÃO
O IÔNICA I NICA
8

REPRESENTAÇÃ
REPRESENTAÇÃO
O DE UM
SÓLIDO LIDO IÔNICO: I NICO: NaCl
9

CICLO DE BORN-HABER: BORN HABER: para
determinar a energia de rede
-437 kJ/mol
10

Energia de formação da rede cristalina
∆H f= ∆H sub + ½ ∆H E diss + ∆H EI + (-∆H AE) +(- ∆H ER )
11

ENERGIA DE REDE – energia
necessária necess ria para separar
completamente um mol de um
sólido lido iônico i nico em seus íons ons gasosos
E α Q- Q + / d
Q +: carga do cation
Q- : carga do anion
d : distância dist ncia entre os centros de carga
12

ENERGIA DE REDE AUMENTA
QUANDO:
Q e ou r
Composto Energia de Rede (KJ/mol)
MgF 2
2957 Q = +2, -1
MgO 3938 Q = +2,
Q = +2, -2
LiF 1036
LiCl 853 r F < r Cl
13

RETÍCULO RET CULO ESPACIAL de NaCl
No retículo cristalino os íons
estão presos, não conduzem
corrente elétrica.
Quando fundidos ou em
solução aquosa conduzem.
14

POR QUE OS SÓLIDOS S LIDOS
IÔNICOS NICOS SÃO S O QUEBRADIÇOS QUEBRADI OS ?
15

NaCl Na + (aq) + Cl- (aq)
SAL EM ÁGUA
H 2 O Cl -
Na +
16

LIGAÇÃ LIGAÇÃO
O COVALENTE -
COMPARTILHAMENTO DE
ELÉTRONS
EL TRONS
Por que dois átomos tomos compartilham e - ?
17

LIGAÇÃO COVALENTE: RESULTADO
DE FORÇAS ATRATIVAS E REPULSIVAS
FORÇAS ATRATIVAS
FORÇAS REPULSIVAS
NUVEM
ELETRÔNICA
NÚCLEO
18

DISTÂNCIA INTERNUCLEAR x ENERGIA
ENERGIA
-458
kJ/mol
COMPRIMENTO DA LIGAÇÃO
0,074 nm
19
DISTÂNCIA INTERNUCLEAR

COMPRIMENTO DE LIGAÇÃ LIGAÇÃO
- É a
distância dist ncia entre os centros de dois
átomos tomos unidos por uma lig.química lig.qu mica
F-F F = 0,064 nm + 0,064 nm = 0,128 nm
raio do F
H-H H = 0,037 nm + 0,037 nm = 0,074nm
raio do H
H-F F = 0,037 nm + 0,064 nm = 0,101 nm
Distância Dist ncia observada = 0,092 nm
20

ENERGIA DE LIGAÇÃ LIGAÇÃO
O - É a
energia absorvida na quebra de um
mol de ligaçã ligação.
o.
Entalpias médias m dias de ligaçã ligação
o kJ/mol
C-H H 413 N-H H 391
C-C 348 N-N 163
C-N 293 N-O 201
C-O 358 N-F 272
C-F 485 N-Cl Cl 200
C-Cl Cl 328
22

LIG.TRIPLA < LIG.DUPLA < LIG.SIMPLES
TIPO DE LIGAÇÃ LIGAÇÃO
nm
C-C 0,154 nm (154 pm)
C=C 0,133 nm
C= C 0,120 nm
C-N 0,143 nm
C=N 0,138 nm
C=C (benzeno) 0,139 nm
23

Compartilhamento de elétrons
Estrutura Estrutura de Lewis F2
24

ESTRUTURAS DE LEWIS
26

DOIS ÁTOMOS TOMOS COMPARTILHAM
DOIS PARES DE ELÉTRONS
EL TRONS
27

DOIS ÁTOMOS COMPARTILHANDO TRÊS
PARES DE ELÉTRONS
28

Ligaçã Ligação
o covalente apolar
Ex: F2,
Eletronegatividade: 4,0 – 4,0 = 0
29

POLARIDADE DA LIGAÇÃ LIGAÇÃO
O E
ELETRONEGATIVIDADE
FORÇA RELATIVA
DE CADA ÁTOMO
ÁTOMO B,
MAIOR
PARCELA
30

Eletronegatividade e
polaridade de ligaçã ligação
Ligação iônica, Ex.: LiF
Eletronegatividade: 4,0 – 1,0 = 3,0
31

ELETRONEGATIVIDADE
32

MOMENTOS DE DIPOLO
F H
δ-
µ
µ = e . d
δ+
SI - 1 Debye (1C . m)
33

Ligaçã Ligação
o covalente polar
Ex.: HF
Eletronegatividade: 4,0 – 2,1=1,9
34

µ = e x d
2 cargas iguais e opostas de grandeza e,
separadas pela distância d, constituem um
dipolo e produzem um momento dipolar µ
e = 4,8 X 10 -10 ues separadas por 1 A°
= 1 X 10 -8 cm
µ = 4,8 X 10 -10 . 10 -8 = 4,8 X 10 -18 ues.cm
1 Debye
1 D
35

DIFERENÇA DE
ELETRONEGATIVIDADE χ e
MOMENTO DE DIPOLO µ
Substância ∆χ µ
HF 1,9 1,82
HCl 0,9 1,08
HBr 0,7 0,82
HI 0,4 0,44
36

DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE
∆χ e POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Substância F 2 HF LiF
∆χ 0 1,9 3,0
Tipo de lig. cov. apolar Cov.pol Iônica
37

MOMENTOS DIPOLARES em Debyes
HF 1,98 POLAR
H 2O 1,86 POLAR
NH 3
1,47 POLAR
H 2S 0,97 POLAR
O 3
CO 2
BF 3
Cl 2
0,52 POLAR
0,00 APOLAR
0,00 APOLAR
0,00 APOLAR
38

LIGAÇÃO IÔNICA x COVALENTE
MODELO
IÔNICO
DIFERENÇA DE
MODELO
COVALENTE
ELETRONEGATIVIDADE
39

CATION
POLARIZANTE
DISTORÇÃO DA
NUVEM e -
POLARIZABILIDADE
ANION
POLARIZÁVEL
40

Cátion pequeno Ânion grande
carga grande polarizável
(Al +3 ) (Ag + ) (I - >Br - >Cl - >F - )
ligação com significativo
caráter covalente
41

EFEITO DO ANION SOBRE A SOLUBILIDADE
DE HALETOS
AgCl AgBr AgI
Polarizabilidade aumenta
42

A ESTRUTURA DE ESPÉCIES
POLIATÔMICAS
43

ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
RESSON NCIA
NO - 3
- - -
N=O (120 pm) N-O N-O (140 pm)
44

CARGA FORMAL
C.F = V – [ L + ½ S ]
V = n º de e - valência no átomo livre
L = n º de e - solitários (não ligados)
S = n º de e - compartilhados (ligados)
45

CARGA FORMAL CO 2
0 0 0 0 +2 -2
ESTRUTURA MAIS
PROVÁVEL
CARGA FORMAL MENOR ENERGIA
46

CALCULANDO A CARGA FORMAL
(CNO) -1
A
B
C
0 0
0 0
0
47

-1
-1
CALCULANDO A CARGA FORMAL
(SO 4) -2
+2
-1
-1
0
-1
-1
+1
-1
-1
-1
0 0
0
A B C
ESTRUTURA MAIS
PLAUSÍVEL
48

mais plausível , menores cargas
formais nos átomos
49

ESTRUTURAS do SO 2
0 0 0
0
-1
+1
+1
-1
0
ESTRUTURA MAIS
PLAUSÍVEL
SEGUNDO A
CARGA FORMAL
HÍBRIDO DE
RESSONÂNCIA
50

EXCEÇÕ EXCEÇÕES
ES A REGRA DO OCTETO
51

TRIFLUORETO DE BORO
Tetrafluoreto de boro
BF 3 + F - BF - 4
Ácido Lewis
Octeto não completo
octeto completo
52

EXPANSÃO DO OCTETO
HIBRIDIZAÇÃO: PCl 5
P 3s 3p 3s 3p 3d
Cl . Cl . Cl . Cl . Cl .
53

SF 4
54

SF 4
S 3s 3p 3d 3s 3p 3d
Bipirâmide trigonal
F . F . F . F .
s p 3 d
55

GEOMETRIA
MOLECULAR
56

PREVISÃO DA GEOMETRIA MOLECULAR
REPULSÃO POR PARES de e - de VALÊNCIA
(RPEV)
PV GEOMETRIA PAR ELETRÔNICO
2 LINEAR 2 a 180º
3 TRIG.PLANO 3 a 120º
4 TETRAÉDRICO 4 a 109,5º
5 BIPIRÂMIDE TRIG. 2 axiais a 180º
3 equat. a 120º
6 OCTAÉDRICO 6 a 90º
57

MOLÉCULAS S/PARES LIVRES NO ÁTOMO CENTRAL
LINEAR TRIGONAL PLANO TETRAÉDRICO
BIPIRÂMIDE
TRIGONAL
OCTAÉDRICO
58

PF 5
OCTETOS EXPANDIDOS: TEORIA -RPEV
PV = 5 PL = 5
SF 6 PV = 6 PL = 6
SF 4
PV = 5 PL = 4 PNL = 1
XeF 4 PV = 6 PL = 4 PNL = 2
PAR DE VALÊNCIA = par ligante + par
não ligante
59

Tetraédrica
Cl
Pirâmide
trigonal
..
P
Cl
Cl
angular
60

ESTRUTURA DO PCl 5
Bipirâmide trigonal
61

ESTRUTURA DO ClF 3
Bipirâmide trigonal
(forma de T)
62

ESTRUTURA DO SF 4
Bipirâmide trigonal
(forma de gangorra)
63

ESTRUTURA DO SF 6
octaedro
64

ESTRUTURA DO XeF 4
Octaedro
(quadrado planar)
65

LIGAÇÃO METÁLICA
A ligaçã ligação
o metálica met lica ocorre
entre átomos tomos de um mesmo
metal ou entre átomos tomos de
metais diferentes (ligas). (ligas).
MODELO:
Íons positivos num mar de elétrons
móveis
66

Núcleo e
camada
eletrônica
interna
Elétrons
externos
“móveis”
67

SÓLIDOS METÁLICOS
MAR DE ELÉTRONS
MÓVEIS
CÁTIONS
Pb
PbO
68

Energia de ligação de átomos
metálicos é baixa:
(kcal/mol)
Li 2 25 Zn 2 5,7
Na 2 17 Cd 2 2,0
69

ESTABILIDADE MAIOR
ELÉTRONS DE VALÊNCIA DE UM
ÁTOMO SE MOVIMENTAM SOB A
INFLUÊNCIA DE OUTROS NÚCLEOS
LIGAÇÕES MULTICÊNTRICAS
70

Bandas de valência e
Bandas de condução
Não conduz Conduz a T amb. Conduz a alta T
71

FORÇAS INTERMOLECULARES
LONDON
72

Interação dipolo-dipolo
δ+ δ- δ+ δ-
H Cl ----- H Cl
73

Ligações de H
Ligações de H
Este tipo de ligação é um caso especial
de ligação dipolo-dipolo, só ocorrendo
entre moléculas polares.
H 2O HF NH 3
74

Glicose em água
água
Ligação de H
glicose
hidroxila
75