quim_ligaÇÕes quÍmicas
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Estabelecimento de ligação química
O composto formado tem menor energia do que os átomos isolados.
Transferência completa dos elétrons de um átomo para outro – ligação iônica.
Compartilhamento de elétrons – ligação covalente.
Ligação metálica – cátions mantidos unidos por um mar de elétrons.
Abaixamento de energia – mudança de posição dos elétrons de valência.
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Ligação iônica
Interação entre os íons ocorre no cristal como um todo.
Abaixamento de energia leva em conta, também, o cristal como um todo.
Modelo iônico apropriado para compostos binários entre elementos não metálicos e elementos metálicos.
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Sólido iônico
Conjunto de cátions e ânions
empacotados em um arranjo regular
(sólidos cristalinos).
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Energia de redes cristalinas
É a diferença entre as energias dos íons empacotados de um sólido e os íons muito afastados de um gás.
Valor sempre positivo.
Energia de rede cristalina muito elevada: íons interagem fortemente para formar um sólido fortemente ligado.
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Energia de redes cristalinas
Íons com carga alta e raios pequenos: forte interação. Ex: óxido de magnésio, MgO.
Relação propriedade – característica: forte interação resistência a altas temperaturas material usado no revestimento de fornos (material refratário).
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Exemplo
Os sólidos iônicos NaCl e KCl têm o mesmo tipo de estrutura cristalina. Em qual dos dois sólidos os íons estão presos mais fortemente uns aos outros por interações de Coulomb?
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Resposta
O sólido NaCl apresenta os íons mais fortemente unidos porque o íon Na+ tem raio menor que o íon K+.
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Exercícios de aula
Os sólidos iônicos CaO e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações são mais fortes?
Os sólidos iônicos KBr e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações entre os íons são mais fortes?
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Respostas
CaO, devido às maiores cargas.
KCl, já que os íons cloreto são menores que os íons brometo.
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Propriedades dos sólidos iônicos
Altos pontos de fusão e de ebulição: altas temperaturas são necessárias para que os íons se separem e formem líquidos.
Fragilidade: por impacto físico, os íons de mesma carga entram em contato e se repelem.
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Fragmentação dos sólidos iônicos
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Cristais aglutinados de calcita
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Superfícies chatas e regulares formadas por planos de íons
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Rigidez dos ossos devida ao fosfato de cálcio
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Teoria do Octeto
Lewis: os átomos perdem ou ganham elétrons (ligação iônica) ou compartilham elétrons até atingir configuração de gás nobre – dublete (He) ou octeto (outros gases nobres) – princípio conhecido como “Teoria do Octeto”.
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Diagrama de Pauling
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Distribuição Eletrônica
Exemplos:1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
Na2311
Sr8838 Np237
93
Zn6530
Ce14058
I12753
Nb9341
Kr8436
Np23793
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Configuração eletrônica de íons
Átomo de metal do bloco s: perde elétrons até atingir a estrutura eletrônica de gás nobre de seu caroço: ns2 np6 : octeto de elétrons.
Ex: Na: [Ne] 3s1 Na+: [He] 2s2 2p6 = [Ne] e o sódio não pode perder mais elétrons porque as energias de ionização dos elétrons do caroço são altas demais para serem recuperadas pelas atrações entre os íons.
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Configuração eletrônica de íons
Átomos dos metais à esquerda do bloco p perdem elétrons s e p: exposição de caroço de gás nobre rodeado por uma subcamada completa de elétrons d – que não são perdidos porque estão firmemente unidos ao núcleo.
Ex: Ga converte-se em Ga3+ com configuração eletrônica [Ar] 3d10.
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Configuração eletrônica de cátions
Bloco d: as energias dos orbitais (n-1)d ficam abaixo dos orbitais ns. Assim, os elétrons de ns são perdidos em primeiro lugar.
Ex: Fe: [Ar] 3d6 4s2 converte-se em Fe3+ com configuração eletrônica [Ar] 3d5.
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Configuração eletrônica de ânions
Os ânions ganharam elétrons suficientes para completar sua camada de valência.
Ex: a configuração eletrônica do ânion fosfeto (P3-) é:
P (grupo 15, período 3): [Ne] 3s2 3p3
P3-: [Ne] 3s2 3p6 = [Ar]
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Exercício de aula
Prediga a configuração eletrônica e a fórmula do ânion iodeto.
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Resposta
I: [Kr] 4d10 5s2 5p5
I-: [Kr] 4d10 5s2 5p6 = [Xe]
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Exercício de aula
Determine a fórmula do composto formado pela ligação entre os íons dos seguintes elementos:
a) sódio e oxigêniob) magnésio e flúorc) alumínio e enxofred) cálcio e selênio
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Ligações Covalentes
Lewis – par de elétrons é compartilhado por dois átomos de elementos não metálicos:
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Valência
A valência de um átomo é, em geral, igual ao número de ligações que ele pode formar. Ex: H2O:
1) H completa o dublete pelo compartilhamento de 1 elétron – valência = 1.
2) O completa o octeto pelo compartilhamento de 2 elétrons – valência = 2.
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Estruturas de Lewis
Não retrata a forma da molécula; apenas mostra as ligações entre os átomos e os elétrons (em ligações ou em pares isolados).
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Exercícios de aula
Escreva a estrutura de Lewis do composto “inter-halogênio” monofluoreto de cloro, ClF, e determine quantos pares isolados cada átomo tem no composto.
Escreva a estrutura de Lewis do composto HBr e determine quantos pares isolados cada átomo tem no composto.
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Espécies Poliatômicas
Ligações simples. Ex: H – H.
Ligações múltiplas: duplas e triplas.
Ordem de ligação: número de ligações que une um par específico de átomos.
Átomo terminal e átomo central. Ex: H2O: H é terminal e O é central.
O átomo central é, geralmente, o de mais baixa energia de ionização (energia necessária para remover 1 elétron de um átomo na fase gasosa.
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Espécies Poliatômicas - dicas
Arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central.
O átomo central é, frequentemente, escrito primeiro.
Exemplo: sulfato de amônio, (NH4)2SO4:
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Sulfato de amônio
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Exercícios de aula
1) Escreva a estrutura de Lewis de NH3
2) Escreva a estrutura de Lewis do íons cianato, CNO-
Dados os grupos, na tabela periódica:H: 1; C: 14; N: 15; O: 16.
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Exercícios extras de aula
1) Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de uréia, (NH2)2CO
2) Escrever a estrutura de Lewis para a hidrazina, H2NNH2