QG_aula_6_química Geral na graduação.ppt

Química geral

1. Prof. Dr. Marco Antônio B. Azevedo
UNIVERSIDADE ESTADUAL DA REGIÃO
TOCANTINA DO MARANHÃO
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS, NATURAIS E
TECNOLÓGICA
Curso Química Licenciatura
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
Ligação Química

2. NaCl(s)
Cl
2
(g)
Tipos de Ligações
Na(s)

3. IÔNICA X COVALENTE
São modelos extremos da ligação química

4. Visão Geral da Teoria de Lewis
•O e
-
de valência tem um
papel fundamental na ligação
química.
•O e
-
é transferido na ligação
iônica.
•O e
-
é compartilhado na
ligação covalente.
•Os e
-
são transferidos ou
compartilhados para que cada
átomo tenha configuração de
gás nobre – regra do octeto

5. Símbolos de Lewis
•Um símbolo químico representa o núcleo e
camada interna de e
-
.
•Os pontos ao redor do símbolo representam
os e
-
de valência.
Si
•
•
•
•
N
••
•
•
• P
••
•
•
• As
••
•
•
• Sb
••
•
•
• Bi
••
•
•
•
•
•Al•
•
• Se
•
•
•
••
Ar•
•
••
••
I•
••
•
•
••

6. Estruturas de Lewis para compostos iônicos
Ba
•
• O•
••
•
••
•
•O•
•
••
••
Ba
2+ 2-
Mg
•
•
Cl•
••
••
•
•
Cl•
••
••
•
•
•
•Cl•
•
••
••
Mg
2+ -
2
BaO
MgCl
2

7. Figura 1: retículo cristalino do NaCl.
Com exceção de pares iônicos como o (Na
+
Cl
-
) que podem
encontrar-se no estado gasoso, as formulas unitárias dos
compostos iônicos não existem como entidades separadas,
mas cada cátion está rodeado por ânions e cada ânion por
cátions.

8. Atração entre íons e energia de retículo
Para compreender a ligação em compostos iônicos, é útil
pensar sobre a energia envolvida em sua formação.
1. Formação de Na
+
(g)
Na
(g)  Na
+
(g) + e
-
ΔE
íon
= energia de ionização de Na= +496 kJ/mol
2. Formação de Cl
-

(g)
Cl
(g)
+ e
-
 Cl
-
(g)
ΔE
EA
= afinidade eletrônica de Cl= – 349 kJ/mol
3. Formação do par iônico:
Na
+
(g)
+ Cl
-
(g)
 [Na
+
,Cl
-
]
(g)
ΔEpar iônico= – 498 kJ/mol

9. Atração entre íons e energia de retículo
A energia para a última etapa deste processo pode ser
calculada
C = constante
d = distância entre os centros dos íons,
n = número de cargas positivas e negativas em um íon
e = carga de um elétron.
N = número de Avogadro










d
enen
NCE
iônico
par
))((
)(

10. Atração entre íons e energia de retículo
● O valor de cargas dos íons
Quanto maiores forem as cargas dos íons, maior será a atração
A atração entre os íons Ca
2+
e O
2-
será quatro vezes maior
[(2+)x(2-)] do que a atração entre os íons Na
+
e Cl
-
,
● A distância entre os íons.
À medida que a distância entre os íons aumenta , a força de
atração entre os íons declina e a energia fica menos negativa










d
enen
NCE
iônico
par
))((
)(

12. Energia reticular
É uma medida força da ligação em compostos sólidos.
Na
+
(g) + Cl
-
(g) NaCl
(s) ΔEretículo= – 786 kJ/mol
ΔE
retículo depende das cargas e tamanhos dos íons

13. Energia reticular
Figura 2. Energia reticular

14. Energia reticular
Tabela 1: Energias de retículo de
alguns compostos iônicos
CompostoΔE
retículo
(kJ/mol)
LiF - 1037
LiCl - 852
LiBr - 815
LiI - 761
NaF - 926
NaCl - 786
NaBr - 752
NaI - 702
KF - 821
KCl - 717
KBr - 689
KI - 649

15. Calculando a Energia Reticular
Ciclo de Born-Harber
32211
0
)]([
etapa
b
etapa
a
etapa
b
etapa
a
etapaf
HHHHHsNaClH 
Etapa 1a. Entalpia de formação de Cl
(g)
= +121,68 kJ/mol
Etapa 1b. ΔH para Cl
(g)
+ e
-
 Cl
-
(g)
= – 349 kJ/mol
Etapa 2a. Entalpia de formação de Na
(g) = + 107,3 kJ/mol
Etapa 2b. ΔH para Na(g)  Na
+
(g)
+ e
-
= +496 kJ/mol
ΔH
f
0
, o calor padrão de formação de NaCl
(s)
, é – 411,12 kJ/mol,
Podemos calcular ΔH
3
(ΔHreticular).
Etapa 3. ΔH
3
= ΔH
reticular
= –787 kJ/mol.

16. Ciclo de Bohn-Harber

17. Por que o composto NaCl
2 não existe?
A energia para formação de Na
2+
seria
aproximadamente a soma da 1º e 2º energias de
ionização para o Na (496 kJ + 4562 kJ).
A energia reticular para o NaCl
2
(Etapa 3) seria
≈ –1500 kJ/mol,
assim ΔHf
0
do NaCl
2 (≈ +3500 kJ/mol).

18. Resumo das Ligações Iônicas
•Formando íons
•A força e a energia da ligação, em cristais iônicos
propriedades em geral
•Propriedades que dependem da força da interação:
efeito da carga, da distância e da configuração
•Estruturas cristalinas
•Energia reticular
•Fuga do caráter iônico

19. Resumo das Ligações Iônicas

20. Ligação Covalente

21. Ligação Covalente

22. Ligação Covalente Coordenada
HN•
•
H
H
H
N
H
H
H
H
+
Cl •
•Cl•
•
••
••
-

23. Ligações Covalentes Múltiplas
C•
•
•
•
O•
•
•

•
• •
O•
•
•

•
• •
CO O
•
•
•
•••
••
•
•
••
•
CO O•
•
••
•
••
•
•
••
CO O
••
••
••
••

24. Ligações Covalentes Múltiplas
N•
•
•
•
•
NN
•

•
•
•
•

•
•
•
N•
•
•
•
•
NN
•
•
•

•
•
•
NN
•
•

•
•

25. Ligações Covalentes Polar
HCl
δ+ δ-

26. Ligações Covalentes Polar

27. Eletronegatividade

28. Porcentagem de caráter iônico

29. Escrevendo estruturas de Lewis
•Todos os e
-
de valência devem aparecer.
•Geralmente, os e
-
estão emparelhados.
•Geralmente, cada átomo requer um octeto.
–H só precisa de 2 e
-
.
•Ligações múltiplas podem ser necessárias.
–Normalmente formados por C, N, O, S, e P.

30. Estrutura
•Identificar os átomos central e terminal.
C
H
H
H
HC
H
H
O
•Átomos de Hidrogênio são sempre átomos terminais.
•Átomos de carbono são sempre átomos centrais.
•Geralmente as estruturas são compactas e simétricas

31. Carga Formal
ligantepardoenisoladopardoenlivreátomonovalênciaenCF


000
2
1

32. Exemplo
Escrever uma estrutura de Lewis para um íon poliatômico.
Escreva a estrutura de Lewis para o íon nitrônio, NO
2
+
.
Etapa 1:e- de valência total = 5 + 6 + 6 – 1 = 16 e
-
Etapa 2:Estrutura plausível: O—N—O
Etapa 3:Adicionar e
-
aos átomos O—N—O •
•
•• ••
•• ••
•
•
Etapa 4:Determine e
-
restantes: 16 – 4 – 12 = 0

33. Exemplo
Etapa 5:Usar ligações múltiplas para chegar ao octeto
•
•
•• ••
•• ••
•
•
O—N—O
•• ••
•• ••
O=N=O
Etapa 6:Determinar carga formal:
FC(O) = 6 - 4 – (4) = 0
2
1
FC(N) = 5 - 0 – (8) = +1
2
1
+

34. •
•
•• ••
•• ••
•
•
O—N—O
+ -+
FC(O≡) = 6 - 2 – (6) = +1
2
1
FC(N) = 5 - 0 – (8) = +1
2
1
FC(O—) = 6 - 6 – (2) = -1
2
1
•
•
O N O •
•
••
••
Estrutura de Lewis Alternativa

35. Estrutura de Lewis Alternativa
•A soma das CFs é a carga global.
•A CF deve ser tão pequena quanto possível.
•CF negativa ocorre geralmente em elementos mais
eletronegativos
•Átomos adjacentes de CF com sinais mistos são
improváveis
+
•
•
O≡N—O
•
•
••
••
-+

36. Ressonância
OOO OOO
••••
••
•
•
••
••
••
••
••
••
•
•
••+ +- -
OOO
••
••
••
••
••+-½ -½
O–O 147,5 pm
O=O 120,74 pm
127,8 pm
Formas ressonantes não representam diferentes tipos de moléculas.
Considerada quando é possível escrever duas ou mais estruturas equivalentes
Nas formas de ressonância, podem-se deslocar somente elétrons, e não átomos.

37. Exceções a regra do Octeto
•Espécies com número ímpar de e
-
.
N=O
••
••
••
•
H—C—H
H
•
•O—H
••
••

38. Exceções a regra do Octeto
•Octetos incompletos.
B
F
FF
•
•
••
•
•
•
•
• •
• • • •
•
•
•
•
B
F
FF
-
• •
• •
•
•
•
•
• •
•
•
+
••
•
•
•
•
•
•
•
•
B
F
FF
••
•
•
• •
• • • •
•
•
•
•-
+
•
•
•
•

39. •
• • •
•
•
Exceções a regra do Octeto
•Octetos Expandidos.
P
Cl
ClCl
•
•
••
•
•
•
•
• •
• •
•
•
P
Cl
Cl
• •
•
•
Cl
•
•
••
•
•
•
•
• •
• •
•
• • •
•
•
Cl
• •• •
•
•
Cl
•
•
S
F
F
• •
•
•
F
•
•
••
•
•
•
•
• •
• •
•
• • •
•
•
F
• •• •
•
•
F
•
•
F
•
•
••
•
•

40. Exceções a regra do Octeto
•Octetos Expandidos.

41. Camada de valência expandida

42. A forma das Moléculas
H O H

43. Terminologia
•Comprimento de ligação – distância entre núcleos.
•Ângulo de ligação – ângulo entre ligações adjacentes.
•Teoria da RPECV
–Pares de elétrons repelem-se uns aos outros se eles estão em
ligações químicas (par ligante) ou não compartilhados
(pares isolados). Pares de elétrons assumem orientações
sobre um átomo para minimizar as repulsões.
•Geometria de grupos de elétrons – distribuições de
pares de e
-
.
•Geometria molecular – distribuição do núcleo.

44. Metano, Amônia e água

45. Metano, Amônia e água
Âng. de ligação
109,5 º
Âng. de ligação
107 º
Âng. de ligação
104,5 º

46. Geometria de grupos de elétrons
•Dois grupos de elétrons: linear
•Três grupos de elétrons: trigonal planar
•Quatro grupos de elétrons: tetraédrica
•Cinco grupos de elétrons: bipiramidal trigonal
•Seis grupos de elétrons: octaédrica

47. Analogia de balões

49. Aplicando a teoria RPECV
•Desenhar estruturas de Lewis aceitáveis.
•Determinar o número de grupos de e
-
e identificar os
pares ligantes e isolados.
•Estabelecer a geometria de grupo de e
-
.
•Determinar a geometria molecular.
•Ligações múltiplas contam como um grupo de e
-
.
•Mais do que um átomo central pode ser tratado
individualmente.

50. Momento de dipolo
d

51. Momento Dipolar

52. Momento Dipolar

53. Ordem de ligação e Comprimento de ligaçãos
•Ordem de ligação
–Ligação simples, ordem = 1
–Ligação dupla, ordem = 2
–Ligação tripla, ordem = 3
•Comprimento de ligação
–Distância entre dois núcleos
•Quanto maior a ordem da ligação
–Mais curta a ligação
–Mais forte a ligação

54. Comprimento de ligação

55. Exercício
1)Qual composto tem a energia de formação do par iônico mais
negativa? Qual tem valor menos negativo?
(a) NaCl (b) MgS (c) KI

56. Exercício
1)Qual composto tem a energia de formação do par iônico mais
negativa? Qual tem valor menos negativo?
(a) NaCl (b) MgS (c) KI
Mais negativo: MgS
Menos negativo: KI

57. Exercício
2. Coloque os seguintes compostos em ordem crescente de energia
reticular: LiI, LiF, CaO, RbI

58. Exercício
2. Coloque os seguintes compostos em ordem crescente de energia
reticular: RbI < LiI < LiF < CaO

59. Exercício
3. Para derreter um sólido iônico, é necessário fornecer energia para
vencer as forças entre os íons, de modo que o arranjo regular de íons
sofra um colapso. Se a distância entre o ânion e o cátion em um sólido
cristalino diminui (mas as cargas dos íons permanecem iguais), o ponto
de fusão deve aumentar ou diminuir? Explique.

60. Exercício
3. Para derreter um sólido iônico, é necessário fornecer energia para
vencer as forças entre os íons, de modo que o arranjo regular de íons
sofra um colapso. Se a distância entre o ânion e o cátion em um sólido
cristalino diminui (mas as cargas dos íons permanecem iguais), o ponto
de fusão deve aumentar ou diminuir? Explique.
R: À medida que a distância íon – íon diminui, a força de atração entre
os íons aumenta. Isso deve tornar o retículo mais estável, e mais energia
será necessária para fundir o composto.

61. Exercício
4. Desenhe estruturas de Lewis para as seguintes moléculas:
a)NF
3
b)HOBr
c)ClO
3
-
d)SO
3
2-

62. Exercício
4. Desenhe estruturas de Lewis para as seguintes moléculas:
a)NF
3
26 e
-
de valência
b) HOBr 14 e- de valência

63. Exercício
4. Desenhe estruturas de Lewis para as seguintes moléculas:
a)NF
3
26 e
-
de valência
b) HOBr 14 e- de valência
c) ClO
3
-
26 e- de valência

64. Exercício
4. Desenhe estruturas de Lewis para as seguintes moléculas:
a)NF
3
26 e
-
de valência
b) HOBr 14 e- de valência
c) ClO
3
-
26 e- de valência d) SO
3
2-
26 e- de valência

65. Exercício
4. Desenhe estruturas de Lewis para as seguintes moléculas:
a)NF
3
26 e
-
de valência
b) HOBr 14 e- de valência
c) ClO
3
-
26 e- de valência d) SO
3
2-
26 e- de valência

66. Exercício
5. Mostre todas as estruturas de ressonância possíveis para cada uma
das seguintes moléculas ou íons.
a) SO
2
b) NO
2
-
c) SCN
-

67. Exercício
5. Mostre todas as estruturas de ressonância possíveis para cada uma
das seguintes moléculas ou íons.
a) SO
2 18 e
-
de valência
b) NO
2
-
18 e- de valência
c) SCN
-
16 e- de valência

68. Exercício
5. Mostre todas as estruturas de ressonância possíveis para cada uma
das seguintes moléculas ou íons.
a) SO
2 18 e
-
de valência
b) NO
2
-
18 e- de valência
c) SCN
-
16 e- de valência

69. Exercício
5. Mostre todas as estruturas de ressonância possíveis para cada uma
das seguintes moléculas ou íons.
a) SO
2 18 e
-
de valência
b) NO
2
-
18 e- de valência
c) SCN
-
16 e- de valência

70. Exercício
5. Mostre todas as estruturas de ressonância possíveis para cada uma
das seguintes moléculas ou íons.
a) SO
2 18 e
-
de valência
b) NO
2
-
18 e- de valência
c) SCN
-
16 e- de valência

71. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
a) NH
2
Cl
b) Cl
2O
c) SCN
-
d) HOF
e) CO
2
f) NO
2
-
g) ClF
3

72. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
a) NH
2Cl
b) Cl
2
O

73. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
a) NH
2Cl
b) Cl
2
O
AX
3
E
G.G. E: tetraédrica
G.M: Piramidal

74. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
a) NH
2Cl
b) Cl
2O
AX
3
E
G.G. E: tetraédrica
G.M: Piramidal
AX
2E
2
G.G. E: tetraédrica
G.M: angular
c) SCN
-

75. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
a) NH
2
Cl
b) Cl
2O
AX
3
E
G.G. E: tetraédrica
G.M: Piramidal
AX
2
E
2
G.G. E: tetraédrica
G.M: angular
c) SCN
-
AX
2
G.G. E: Linear
G.M: Linear
d) HOF

76. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
a) NH
2
Cl
b) Cl
2O
AX
3
E
G.G. E: tetraédrica
G.M: Piramidal
AX
2
E
2
G.G. E: tetraédrica
G.M: angular
c) SCN
-
AX
2
G.G. E: Linear
G.M: Linear
d) HOF
AX
2E
2
G.G. E: Tetraédrica
G.M: Angular

77. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
e) CO
2
f) NO
2
-
AX
2
G.G. E: Linear
G.M: Linear
g) ClF
3

78. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
e) CO
2
f) NO
2
-
AX
2
G.G. E: Linear
G.M: Linear
g) ClF
3
AX
2
E
G.G. E: Trigonal Planar
G.M: Angular

79. Exercício
6. Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas
ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria
molecular:
e) CO
2
f) NO
2
-
AX
2
G.G. E: Linear
G.M: Linear
g) ClF
3
AX
2
E
G.G. E: Trigonal Planar
G.M: Angular
AX
3E
2
G.G. E: bipiramidal
trigonal
G.M: Forma de T

80. Exercício
7. Determine a carga formal de cada átomo em cada uma das
seguintes moléculas ou íons:
a) N
2H
4
b) PO
4
3-
c) BH
4
-
d) HNO
3

81. Exercício
7. Determine a carga formal de cada átomo em cada uma das
seguintes moléculas ou íons:
a) N
2H
4 b) PO
4
3-
HNN
HH
H
N: 5-2-3=0
H: 1-0-1=0
c) BH
4
-
d) HNO
3

82. Exercício
7. Determine a carga formal de cada átomo em cada uma das
seguintes moléculas ou íons:
a) N
2H
4 b) PO
4
3-
HNN
HH
H
N: 5-1-4=0
H: 1-0-1=0
c) BH
4
-
OP
O
O
O[]
3-
P: 5-0-4= +1
O: 6-6-1= -1
d) HNO
3

83. Exercício
7. Determine a carga formal de cada átomo em cada uma das
seguintes moléculas ou íons:
a) N
2H
4 b) PO
4
3-
HNN
HH
H
N: 5-1-4=0
H: 1-0-1=0
c) BH
4
-
OP
O
O
O[]
3-
P: 5-0-4= +1
O: 6-6-1= -1
d) HNO
3
HB
H
H
H
[]
B:3-0-4= -1
H:1-0-1=0

84. Exercício
7. Determine a carga formal de cada átomo em cada uma das
seguintes moléculas ou íons:
a) N
2H
4 b) PO
4
3-
HNN
HH
H
N: 5-2-3=0
H: 1-0-1=0
c) BH
4
-
OP
O
O
O[]
3-
P: 5-0-4= +1
O: 6-6-1= -1
d) HNO
3
HB
H
H
H
[]
B:3-0-4= -1
H:1-0-1=0
HONO
O
N:5-0-4= +1
H: 1-0-1=0
O=: 6-4-2=0
O-:6-6-1=-1
-O-:6-4-2=0

85. Exercício
8. Três estruturas de ressonância são possíveis para o óxido de
dinitrogênio, N
2
O.
a) Desenhe as três estruturas de ressonância.
b) Calcule a carga formal de cada átomo em cada estrutura de
ressonância.
c) Com base nas cargas formais e na eletronegatividade, preveja qual
estrutura de ressonância é a mais razoável.

86. Exercício
8. Três estruturas de ressonância são possíveis para o óxido de
dinitrogênio, N
2
O.
a) Desenhe as três estruturas de ressonância.
b) Calcule a carga formal de cada átomo em cada estrutura de
ressonância.
c) Com base nas cargas formais e na eletronegatividade, preveja qual
estrutura de ressonância é a mais razoável.
NNO
-2+1+1
0+1-1
NNO
-1+1
NNO
0
A
B C

87. Exercício
9. Considere as seguintes moléculas:
a) H
2O b) NH
3 c) CO
2 d) ClF e) CCl
4
i. Em que composto as ligações são mais polares?
ii. Quais compostos da lista são apolares?
iii. Qual átomo no ClF é carregado mais negativamente?

88. Exercício
9. Considere as seguintes moléculas:
a) H
2O b) NH
3 c) CO
2 d) ClF e) CCl
4
i. Em que composto as ligações são mais polares?
H
2
O
ii. Quais compostos da lista são apolares?
CO
2 e CCl
4
iii. Qual átomo no ClF é carregado mais negativamente?
F

89. Exercício
10. Em cada par de ligações, preveja qual será a mais curta:
a) B–Cl ou Ga–Cl
b) Sn–O ou C–O
c) P–S ou P–O
d) C=O ou C=N

90. Exercício
10. Em cada par de ligações, preveja qual será a mais curta:
a) B–Cl ou Ga–Cl
b) Sn–O ou C–O
c) P–S ou P–O
d) C=O ou C=N