Aula 05 - Estrutura dos átomos e molécula II (ligações quimicas)

Química Geral

Aplicada a

Engenheira

1º. Sem./2011

Engenharias

Nesta Aula Veremos ...

Aula 05 - Ligações Químicas

– Ligações Iônicas;

– Ligações Covalentes;

– Ligações Metálicas.

Química Geral e Exp

Se ligue meu rapaz ...

• Na natureza a maioria dos átomos são

encontrados combinados formando milhões

de substâncias.

• Por que os átomos se ligam ?

Introdução

3

4 4

Ligações Químicas

Como ocorre ?

Mas afinal, por que

os átomos se ligam

(espontaneamente)?

Uma ligação química é estabelecida entre

as espécies apenas se o arranjo final de

seus núcleos e de seus elétrons conferir ao

par uma energia potencial menor que a

soma das energias dos átomos ou íons

isolados. Em outras palavras: podemos

dizer que um composto químico é formado

apenas se proporcionar uma situação de

estabilidade termodinâmica maior que

aquela envolvendo seus constituintes

isoladamente. Assim, podemos dizer que

quando uma ligação química é formada,

energia é liberada!

http://www.if.ufrj.br/teaching/fis2/calor/calor.html

5

Todos querem ser iguais a eles!


Gases Nobres

6

Gás nobre K L M N O P

Hélio – 2 2

Neônio – 10 2 8

Argônio – 18 2 8 8

Criptônio – 36 2 8 18 8

Xenônio – 54 2 8 18 18 8

Radônio – 86 2 8 18 32 18 8


Regra do Octeto


Será que as ligações

químicas entre os

átomos interfere nas

propriedades dos

materiais?

8

Engenharia Materiais

Introdução

• Ciência dos materiais faz parte do conhecimento básico para todas as engenharias

As propriedades dos materiais definem:

• o desempenho de um determinado componente e o processo de fabricação do mesmo


Introdução

Propriedades dos

Materiais

Microestrutura

Composição e Processo de Fabricação

Engenharia

Engenharia

Efeito da microestrutura nas propriedades da alumina

Quantos materiais existem ?

Entre 40.000 e 80.000

diferentes, contando

as variantes

de tratamento térmico

e composição

de cada material

Como

escolher ?


Classificação

A classificação tradicional dos materiais é geralmente baseada na estrutura atômica e química destes.

Metais Cerâmicas Polímeros Compósitos Semi

condutores Biomateriais

Classificação tradicional


Classificação

Me

tais

Materiais metálicos são

geralmente uma combinação de

elementos metálicos.

Os elétrons não estão ligados a

nenhum átomo em particular e por

isso são bons condutores de calor

e eletricidade

Não são transparentes à luz visível

Têm aparência lustrosa quando

polidos

Geralmente são resistentes e

deformáveis

São muito utilizados para

aplicações estruturais

1

H

← Gasoso

C

← Sólido

Hg

← Líquido

Rf

← Desconhecido

18

1 1 H 2 13 14 15 16 17

2

He

2 3

Li 4

Be 5

B 6

C 7

N 8

O 9

F

10

Ne

3 11

Na 12

Mg

┌───────────── Elementos de transição ─────────────┐ 13

Al 14

Si 15

P 16

S 17

Cℓ

18

Ar

3 4 5 6 7 9 11 12

4 19

K 20

Ca 21

Sc 22

Ti 23

V 24

Cr 25

Mn 26

Fe 27

Co 28

Ni 29

Cu 30

Zn 31

Ga 32

Ge 33

As 34

Se 35

Br

36

Kr

5 37

Rb 38

Sr 39

Y 40

Zr 41

Nb 42

Mo 43

Tc 44

Ru 45

Rh 46

Pd 47

Ag 48

Cd 49

In 50

Sn 51

Sb 52

Te 53

I

54

Xe

6 55

Cs 56

Ba 57 - 71

* 52

Hf 53

Ta 74

W 75

Re 76

Os 77

Ir 78

Pt 79

Au 80

Hg 81

Tl 82

Pb 83

Bi 84

Po 85

At

86

Rn

7 87

Fr 88

Ra 89-103

** 104

Rf 105

Db 106

Sg 107

Bh 108

Hs 109

Mt 110

Uun 111

Uuu 112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

* 6 57

La 58

Ce 59

Pr 60

Nd 61

Pm 62

Sm 63

Eu 64

Gd 65

Tb 66

Dy 67

Ho 68

Er 69

Tm 70

Yb

71

Lu

** 7 89

Ac 90

Th 91

Pa 92

U 93

Np 94

Pu 95

Am 96

Cm 97

Bk 98

Cf 99

Es 100 Fm

101

Md 102

No

103

Lw

Os Metais na Tabela Periódica

Elementos metálicos


Classificação

Cerâ

mic

as

ALUMINASão geralmente uma combinação

de elementos metálicos e não-

metálicos.

Geralmente são óxidos, nitretos e

carbetos

São geralmente isolantes de calor

e eletricidade

São mais resistêntes à altas

temperaturas e à ambientes

severos que os metais e polímeros

Com relação às propriedades

mecânicas as cerâmicas são

duras, porém frágeis

Em geral são leves

1

H

← Gasoso

C

← Sólido

Hg

← Líquido

Rf

← Desconhecido

18

1 1 H 2 13 14 15 16 17

2

He

2 3

Li 4

Be 5

B 6

C 7

N 8

O 9

F

10

Ne

3 11

Na 12

Mg


Al 14

Si 15

P 16

S 17

Cℓ

18

Ar

3 4 5 6 7 9 11 12

4 19

K 20

Ca 21

Sc 22

Ti 23

V 24

Cr 25

Mn 26

Fe 27

Co 28

Ni 29

Cu 30

Zn 31

Ga 32

Ge 33

As 34

Se 35

Br

36

Kr

5 37

Rb 38

Sr 39

Y 40

Zr 41

Nb 42

Mo 43

Tc 44

Ru 45

Rh 46

Pd 47

Ag 48

Cd 49

In 50

Sn 51

Sb 52

Te 53

I

54

Xe

6 55

Cs 56

Ba 57 - 71

* 52

Hf 53

Ta 74

W 75

Re 76

Os 77

Ir 78

Pt 79

Au 80

Hg 81

Tl 82

Pb 83

Bi 84

Po 85

At

86

Rn

7 87

Fr 88

Ra 89-103

** 104

Rf 105

Db 106

Sg 107

Bh 108

Hs 109

Mt 110

Uun 111

Uuu 112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

* 6 57

La 58

Ce 59

Pr 60

Nd 61

Pm 62

Sm 63

Eu 64

Gd 65

Tb 66

Dy 67

Ho 68

Er 69

Tm 70

Yb

71

Lu

** 7 89

Ac 90

Th 91

Pa 92

U 93

Np 94

Pu 95

Am 96

Cm 97

Bk 98

Cf 99

Es 100 Fm

101

Md 102

No

103

Lw

Os Cerâmicos na Tabela Periódica

Os cerâmicos são constituídos de metais + não-metais (Si e Ge)


Classificação

Po

lím

ero

s

São geralmente compostos

orgânicos baseados em carbono,

hidrogênio e outros elementos não-

metálicos.

São constituídos de moléculas

muito grandes (macro-

moléculas)

Tipicamente, esses materiais

apresentam baixa densidade e

podem ser extremamente

flexíveis

Materiais poliméricos incluem

plásticos e borrachas

1

H

← Gasoso

C

← Sólido

Hg

← Líquido

Rf

← Desconhecido

18

1 1 H 2 13 14 15 16 17

2

He

2 3

Li 4

Be 5

B 6

C 7

N 8

O 9

F

10

Ne

3 11

Na 12

Mg


Al 14

Si 15

P 16

S 17

Cℓ

18

Ar

3 4 5 6 7 9 11 12

4 19

K 20

Ca 21

Sc 22

Ti 23

V 24

Cr 25

Mn 26

Fe 27

Co 28

Ni 29

Cu 30

Zn 31

Ga 32

Ge 33

As 34

Se 35

Br

36

Kr

5 37

Rb 38

Sr 39

Y 40

Zr 41

Nb 42

Mo 43

Tc 44

Ru 45

Rh 46

Pd 47

Ag 48

Cd 49

In 50

Sn 51

Sb 52

Te 53

I

54

Xe

6 55

Cs 56

Ba 57 - 71

* 52

Hf 53

Ta 74

W 75

Re 76

Os 77

Ir 78

Pt 79

Au 80

Hg 81

Tl 82

Pb 83

Bi 84

Po 85

At

86

Rn

7 87

Fr 88

Ra 89-103

** 104

Rf 105

Db 106

Sg 107

Bh 108

Hs 109

Mt 110

Uun 111

Uuu 112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

* 6 57

La 58

Ce 59

Pr 60

Nd 61

Pm 62

Sm 63

Eu 64

Gd 65

Tb 66

Dy 67

Ho 68

Er 69

Tm 70

Yb

71

Lu

** 7 89

Ac 90

Th 91

Pa 92

U 93

Np 94

Pu 95

Am 96

Cm 97

Bk 98

Cf 99

Es 100 Fm

101

Md 102

No

103

Lw

Os Polímeros na Tabela Periódica

Constituídos por não-metais e H


Classificação

Co

mp

ósit

os

São constituídos de mais de um

tipo de material insolúveis entre si.

Os compósitos são “projetados”

para apresentarem a combinação

das melhores características de

cada material constituinte

Exemplo clássico é o compósito de

matriz polimérica com fibra de

vidro. O material compósito

apresenta a resistência da fibra de

vidro associado a flexibilidade do

polímero


Classificação

Se

mic

on

du

tore

s

InP

Apresentam propriedades

elétricas que são

intermediárias entre metais e

isolantes

Os semicondutores tornaram

possível o advento do circuito

integrado que revolucionou

as indústrias de eletrônica e

computadores

Ex: Si, Ge, GaAs, InSb, GaN


Classificação

Bio

mate

riais

Biomateriais são empregados em

componentes para implantes de

partes em seres humanos

Esses materiais não devem

produzir substâncias tóxicas e

devem ser compatíveis com o

tecido humano (não deve causar

rejeição).

Metais, cerâmicos, compósitos e

polímeros podem ser usados

como biomateriais


Tipos de Ligações


Interatômicas

Iônica Covalente

Polar Apolar

Metálica

Intermoleculares

Forças van der Waals

Dipolo-dipolo

Dipolo–dipolo induzido

Dipolo–dipolo instantâneo

Ponte de H


Tipos de Ligações

Tipos de Ligações

Iônica Metal Ametal

Covalente Ametal Ametal

Metálica Metal Metal

Considere a reação entre o sódio e o cloro:

Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ


Ligação Iônica

• A reação é violentamente exotérmica.

• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos

que o constituem. Por quê?

• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o

cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl-.

Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl-

tem a configuração do Ar.

• Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um

octeto de elétrons circundando o íon central.


Ligação Iônica

../../../FormationofSodiumChloride/FormationofSodiumChloride.html

• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon

Na+ é circundado por 6 íons Cl-.

• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.

• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.

• Observe que os íons são empacotados o mais próximo

possível.

• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular

para descrever a rede iônica.


Ligação Iônica


Ligação Iônica

29

Na Cl

+ -

Íon sódio – 11Na+ Íon cloro – 17Cl-

Átomo de sódio, 11Na Átomo de cloro, 17Cl

Ligação Iônica - NaCl

Cloreto de sódio - NaCl

30

Ca

F

F

Al

Al

O

O

O

O Al

3+ 2-

3 2

F Ca

2+ -

2 1 Composto de

fórmula CaF2

Composto de

fórmula Al2O3

A fluorita (CaF2) é um mineral do qual se

obtém, industrialmente, o elemento flúor.

A safira consiste em um cristal de

Al2O3 (incolor) contendo “impurezas”

responsáveis pela cor azul.

Ligações Iônica

Formação

31

Ligações Iônica

Fórmula

Vejamos um exemplo:

• 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (perde1e-) = 19K+

• 8O: 1s2 2s2 2p6 (ganha 2e-) = 8O2-

K +

O 2-

1 2

Composto de

fórmula K2O

CaAc

Cc+ Aa-

Fórmula-íon

Al2O3

Al3+ O2-

Ligações Iônica

Fórmula

(NH4)2S

(NH4)1+ S2-

Íons poliatômicos

Mg2O2

Mg2+ O2-

Atenção !!!

redução dos

índices

MgO

Ligações Iônica

Fórmula

34

Propriedades dos compostos iônicos

35


• São sólidos nas condições ambientes;

• São duros e quebradiços;

• Possuem altos P.F. e P.E.;

• Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em

solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no

estado sólido) ;

• Formam retículos cristalinos. Na+

Na+

Na+

Na+

Cl-

Cl-

Cl-

Cl-



Ligação Iônica

38 38

Ligações Iônica

Lei Coulomb

Energias envolvidas na

formação da 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:

k 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.

d

QQEl

21k


Ligação Iônica

40

3ª. etapa:


Energia Envolvida

• Pela lei de Coulumb: F = k .(q1 . q2) / d2

• Na+(g) + Cℓ -(g) NaCℓ (s), Eliberada = 787 kJ/mol

Energia de atração eletrostática dos íons Na+ Cℓ- )

41


Energia Envolvida

• A energia de uma ligação iônica abaixa (reduz)

quando a atração entre os íons for maior que a

energia necessária para fazê-los

Conclusão

42 42


Ligação Covalente

E quando a

ligações formam

compostos

moleculares ...

• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer

perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.

• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares

de elétrons para que cada um atinja o octeto.

• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação

química.

• Por exemplo: H + H H2 tem elétrons em uma linha

conectando os dois núcleos de H.


Ligação Covalente


Ligação Covalente

Ligações Covalentes

Energia Ligação

Eletronegatividade

• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair

elétrons para si em certa molécula .

• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala

de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

• A eletronegatividade aumenta:

• ao logo de um período e

• ao descermos em um grupo.

Polaridade da ligação e eletronegatividade


Eletronegatividade

Ocorre geralmente entre ametais e hidrogênio ou ametais entre si, desde que a de eletronegatividade < 1,7.

Hidrogênio

Hidrogênio

Ametal

Ametal


Ligação Covalente


Eletronegatividade

Eletronegatividade e

polaridade de ligação

• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.

• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é

representada por + e o polo negativo por -.


Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, consequentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade.

Ex.: H2, O2, N2

O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos


Apolar

O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos

Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade.

Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo).


Polar

São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições

ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente);

Possuem baixos P.F. e P.E.;

Não conduzem corrente elétrica (exceção para

Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ;

São formados por moléculas.


Propriedades

55 55


Ligação Metálica

E quando a

ligações formam

compostos

metálicos ...

A teoria do octeto não explica a ligação metálica.

Ocorre entre metais e possui como

principal característica, elétrons

livres em torno de cátions e átomos

neutros no retículo (Mar de elétrons).


Ligação Metálica

58

- Sólidos nas condições ambientes, exceto Hg

- São bons condutores de calor e eletricidade (e- livres)

- São dúcteis (fios) e maleáveis (lâminas).

- Apresentam brilho metálico característico.

- Possuem altos Pontos de Fusão e Ebulição.

- São resistentes à tração

- São densos.


Ligação Metálica

59

Os metais podem se unir entre si ou a outros elementos e formar

misturas sólidas chamadas ligas metálicas: Por exemplo:

o aço é uma liga de ferro e

carbono: o aço inoxidável é uma

liga de ferro e carbono com

adição de cromo e níquel;

o bronze é uma liga de

cobre e estanho;

o latão é uma liga de

cobre e zinco;

o ouro de 18 quilates é

uma liga de ouro e cobre.

Liga Leve

• Magnésio e Alumínio


Ligas Metálicas

60

Estrutura de Lewis - Regra

Estrutura de Lewis

Moléculas Algoritmo Previsão ligações

• Contar e- valência

1º. passo

• Desenhar estrutura

2º. passo • Colocar

ligações

3º. passo

• Satisfazer regra octeto

4º. Passo • Casos

complementares

5º. Passo

61


Exemplo 1: Difluoreto de Oxigênio – OF2

• Contar o número total de e- de valência na molécula/íon

1º. passo

F – 2 x 7 e- = 14

O – 1 x 6 e- = 6

Total ........ = 20

20 elétrons de

valência

62



• Desenhe a estrutura do “esqueleto” da molécula colocando no centro o átomo menos eletronegativo (átomo central)

2º. passo

O Átomo menos

eletronegativo

F

F

63



• Coloque ligações simples entre todos os átomos conectando-os na estrutura desenhando linhas entre eles

3º. passo

O Pelo menos

uma ligação

F

F

64



• Coloque os e- de valência restante (não contabilizados) nos átomos individuais até satisfazer a regra do octeto.

4º. passo

O

Coloque e-

como pares

isolados

F

F

Dica: comece

pelos átomos

externos

Importante: verifique s cada átomo satisfaz a regra do octeto se OK = estrutura final, se não etapa 5

65



1º. passo



ligações

3º. passo


4º. Passo

S – 1 x 6 e- = 6

O – 4 x 6 e- = 24

Íon carga = 2

Total ........ = 32

32 – 8 e- ligantes = 24 e- não ligantes

Exemplo 2: íon sulfato – SO42-

S

O

O

O

O

2-

66


Obs.: Em alguns casos, encontramos um ou mais

átomos que têm menos que um octeto completo

• Crie “ligações múltiplas” deslocando pares e- isolados para a posição de ligação para qualquer átomo que não tenha um octeto completo .

5º. passo

Exemplo 3: PTFE (PoliTetraFluoroEtileno) –

Teflon® - C2F4

67



1º. passo



ligações

3º. passo


4º. Passo • Casos

complementares

5º. Passo

C F F C

F F F – 4 x 7 e- = 28

C – 2 x 4 e- = 8

Total ........ = 36


Teflon® - C2F4

68


C F F C

F F

Teflon® - C2F4

• Crie “ligações múltiplas” deslocando pares e- isolados para a posição de ligação para qualquer átomo que não tenha um octeto completo .

5º. passo

C F F C

F F

69

Estrutura de Lewis

CO2

C – 1 x 4 e- = 4

O – 2 x 6 e- = 12

Total ........ = 16

16 – 4 e- ligantes =

12 e- não ligantes

70

Estrutura de Lewis

CH2O

C – 1 x 4 e- = 4

O – 1 x 6 e- = 6

H – 2 x 1 e- = 2

Total ........ = 12


6 e- não ligantes

71

Estrutura de Lewis

Se2F3

Se – 2 x 6 e- = 12

F – 3 x 7 e- = 21

Total ........ = 33


25 e- não ligantes

72

Estrutura de Lewis

ClF4- ClF5

Cl – 1 x 7 e- = 7

F – 4 x 7 e- = 28

Íon carga = 1

Total ........ = 36



73

Ressonância

Exemplo 4: Dióxido e enxofre – SO2 (poluente)

S – 1 x 6 e- = 6

O – 2 x 6 e- = 12

Total ........ = 18


S O O S O O

S O O

74

Ressonância

Exemplo 4: SO2 - Qual é a estrutura “real”?

S O O S O O

A estrutura “real” corresponde a uma média das estruturas de Lewis: “híbrido de ressonância”

ATENÇÃO: Não é uma mistura das estruturas

75

Ressonância

Exemplo 5: C6H6 - Benzeno

C

H

H

H

C

C

H

H

C C

C

H

C

H

H

H

C

C

H

H

C C

C

H

76

Ressonância

Exemplo 5: C6H6 - Benzeno

C

H

H

H

C

C

H

H

C C

C

H

C

H

H

H

C

C

H

H

C C

C

H

Mais estável tem menor energia e é menos reativa

77

• Par isolado: elétrons do par não envolvidos na ligação

• Par ligante: elétrons envolvidos na ligação

• Regra do octeto: tendência de moléculas e íons

poliatômicos de assumir estruturas onde cada átomo

fica com 8 elétrons na camada de valência, atingindo a

configuração de um gás nobre

• Há exceções a esta regra, como veremos adiante

Estrutura de Lewis

78


Regra Octeto – Exceção

Octeto incompleto

Elementos do segundo período da tabela periódica podem ter um máximo

de quatro ligações: possuem somente orbitais 2s e 2p

• Regra do octeto é válida para os elementos acima. Exceções: alguns

compostos de berílio e de boro. Exemplo:

Boro: 6 elétrons de valência

Trifluoreto de bório, BF3

79



Camada de valência expandida

Elementos do terceiro período, e além desse, têm orbitais d “vazios” que

podem ser usados para ligação. Assim eles podem formar mais que

quatro ligações covalentes. Exemplos:

Pentacloreto de fósforo, PCl5(s) Hexafluoreto de enxofre, SF6(s)

80



Radicais: moléculas com número ímpar de e−:

• apresentam e− desemparelhados

• altamente reativos :

• ocorre nas chamas durante a queima de

hidrocarbonetos combustíveis

Radical metila

● CH3 Elétron

desenparelhado

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Na Próxima Aula Veremos ...

Aula – Ligações Intermoleculares e

Estrutura Molecular

Química Geral e Exp

Conteúdo da Apresentação

BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª.

Edição) – Pearson – Cap. 08 – Conceitos Básicos de Ligação

Química, 252

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Texto

http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/7344/1880149.cw/index.html

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Onde Estudar a Aula de Hoje

Nos Livros

• Brown, James E. HUMISTON, Gerard E. Química Geral -

Vol.1. LTC, 2006. – Cap. 4 – Ligação Química Conceitos

Gerais e Cap. 5 – Ligação Covalente e Estrutura Molecular

• Química Geral Aplicada a Engenharia – Cap.7 – Ligação

Química e Estrutura Molecular

Na Internet

• Aí Tem Química – PUC-RIO

• http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/portal/

Obrigado

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Aula 05 - Estrutura dos átomos e molécula II (ligações quimicas)

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