ligações químimicas e interações intermoleeculares
- 1. 1 Transformações Químicas Ligações químicas e interações intermoleculares Prof. Luiz Duarte Ramos
- 2. Teoria que explica as partículas e as forças fundamentais. Explica do que o mundo é feito e o que o mantém unido. Contudo, ainda existem muitas questões a serem respondidas. MODELO PADRÃO
- 4. Estrutura Eletrônica dos Átomos e Tabela Periódica https://youtu.be/7Kp-AW9aj64 4 Uma breve animação:
- 6. Definição de Ligações Químicas Ligação química: é a força que mantém dois ou mais átomos unidos. • Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não- metálicos. • Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. • Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. 6
- 7. 7 1. Ligação entre elementos metálicos e não metálicos 1. Energia de Ionização. 2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica). 3. Interações eletrostáticas. Ligações Iônicas 7
- 8. Configurações Eletrônicas de Íons 8 ❖ metálicos tendem a perder elétrons ❖ não metálicos tendem a ganhar elétrons ❖ Configuração eletrônica final igual ao próximo gás nobre ❖ Regra do OCTETO
- 9. Configurações eletrônicas de alguns átomos e dos íons que eles formam 9
- 10. 10 Interações eletrostáticas Interação entre cargas ≡ força coulômbica r Repulsão Atração Ligações Iônicas 10 Estrutura de Lewis
- 11. Energia de ionização vs eletroafinidade 11 energia necessária para retirar um elétron e um átomo no estado gasoso
- 12. Energia de ionização vs eletroafinidade 12 energia liberada pela ‘entrada’ de um elétron em um átomo no estado gasoso
- 13. Energia de rede 13 +145 kJ/mol -642 kJ/mol
- 14. Ligações Iônicas Energias envolvidas na formação da ligação iônica • A energia de rede (energia necessária para separar um mol de um composto iônico sólido nos seus no estado gasoso) aumenta à medida que: • As cargas nos íons aumentam • A distância entre os íons diminui 14 LEI DE COULOMB
- 15. Propriedades dos Compostos Iônicos 15
- 16. Propriedades dos Compostos Iônicos 16
- 17. X- X2- X3- M+ MX M2X M3X M2+ MX2 MX M3X2 M3+ MX3 M2X3 MX Estequiometrias Comuns dos Compostos Iônicos 17
- 19. Ligações Covalentes Ligações múltiplas • É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): • Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); • Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); • Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. H H O O N N 19
- 20. Ligações Covalentes Estruturas de Lewis: uma revisão Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de moléculas ao propor que cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para atingir um total de oito elétrons de valência. 20
- 21. 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). 21
- 22. Polaridade da ligação e eletronegatividade Eletronegatividade e polaridade de ligação • A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: • as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); • as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); • as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons). F2 (4,0 – 4,0 = 0,0) HF (4,0 – 2,1 = 1,9) LiF (4,0 – 1,0 = 3,0) 22
- 23. Característica da Ligação Ligação Iônica vs Ligações Covalentes 23
- 24. Forma espacial das moléculas 24
- 25. Modelo RPECV ou VSEPR O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (modelo RPECV ou VSEPR) amplia a teoria da ligação química de Lewis para explicar as formas das moléculas, adicionando regras que explicam os ângulos de ligação. Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, para reduzir ao máximo essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do átomo central. 25
- 26. Forma e Estrutura das Moléculas Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons na posição “mais distante” (ligações e pares isolados do átomo central), que é chamado de arranjo dos elétrons na molécula, determinamos a posição dos átomos e identificamos a forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo com as formas. 26
- 27. Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas. Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são tratados independentemente. Exemplos: Forma e Estrutura das Moléculas 27
- 28. Moléculas Polares e Apolares 28
- 29. Moléculas Polares e Apolares 29
- 30. Moléculas Polares e Apolares 30
- 31. Moléculas Polares e Apolares 31
- 32. Moléculas Polares e Apolares 32
- 33. Moléculas Polares e Apolares 33
- 34. Moléculas Polares e Apolares 34
- 35. Moléculas Polares e Apolares 35
- 36. Hibridização e Geometria Molecular 36
- 37. Hibridização e Geometria Molecular 37
- 38. Hibridização e Geometria Molecular 38
- 39. Orbitais Moleculares • Se espalham por toda a molécula; • Os elétrons de valência estão delocalizados sobre toda a molécula, não pertencem a uma ligação específica; • Resultam da combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – linear combination of atomic orbitals). 39
- 40. Por que O2 é paramagnético? 40
- 41. 41
- 42. Estruturas de Lewis Teoria de Ligação de Valência Geometria Molecular Polaridade Molecular Teoria do Orbital Molecular Ordem de Ligação Magnetismo das Moléculas Cores das moléculas
- 45. Como explicar as Forças Intermoleculares? São explicadas por argumentos de natureza elestrostática. 45 Ligação química é força INTRAmolecular!
- 46. Tipos de Interações – Formação de Fases Condensadas N, O, F; ligados a um átomo de H compartilhado 20 Ligação de Hidrogênio Moléculas polares em rotação 0,3 Moléculas polares estacionárias 2 dipolo-dipolo Íons e moléculas polares 15 íon-dipolo Somente íons 250 íon-íon Espécies que interagem Energia, kJ.mol-1 Tipo de Interação Dispersão de London 46
- 47. Íon-dipolo • Quando há a presença de íons em uma solução • Atração de cargas opostas • Quanto maior a carga ou menor o íon mais forte a atração ocorre
- 48. ÍON-DIPOLO 48
- 49. 49 ÍON-DIPOLO Chang e Goldsby, Fig. 11.3
- 50. Energia de Hidratação Íon metálico Raio Iônico (10-12 m) Energia de Hidratação (kJ.mol-1) Li+ 59 - 515 Na+ 102 - 405 K+ 151 - 321 Rb+ 161 - 296 Cs+ 174 - 263 Mg2+ 72 - 1922 50
- 51. Dipolo-dipolo • Ocorre entre moléculas polares • Alinhamento dos dipolos da moléculas • Quanto maios o momento dipolo da molécula maior a atração entre elas
- 52. Dipolo-dipolo • Ocorre entre moléculas polares • Alinhamento dos dipolos da moléculas • Quanto maios o momento dipolo da molécula maior a atração entre elas
- 53. Interações de London (dipolo induzido- dipolo induzido) • Quando duas moléculas apolares se aproximam ocorre uma repulsão das nuvens eletrônicas gerando dipolos induzidos momentâneos.
- 55. Forças de London C5H12 C15H32 C18H38 55
- 56. Forças de London Ponto de ebulição: 360C Ponto de ebulição: 100C 56
- 57. POLARIZABILIDADE • Quanto maior o tempo que uma espécie consegue manter-se polarizada, maior será a sua capacidade de indução da polaridade na molécula seguinte. • Este tempo depende de dois fatores: – Valor da carga, q. – Valor de r (raio). Um grande valor de r produz um dipolo com maior tempo de vida. Portanto, as espécies polarizáveis são as mais volumosas, pois permitem maior separação entre as cargas. 57
- 58. POLARIZABILIDADE F2 Gás Cl2 Gás Br2 Líquido I2 Sólido 58
- 60. Ligações de hidrogênio • Tipo de interação intermolecular mais forte. • O átomo de Hidrogênio tem que estar ligado a um átomo extremamente eletronegativo (F, O, N)
- 61. Ligações de Hidrogênio Os pontos de ebulição da maior parte dos hidretos moleculares dos elementos do bloco p mostram um aumento suave com a massa molar em cada grupo. Entretanto, três compostos têm comportamento anormal. 61
- 62. 62
- 63. 63
- 64. 1 Debye = D = 3,33564 x 10-30 C m Composto orgânico Fórmula Moment o Dipolar (D) M (g/mol) PE (0C) Interação Predominante Álcool etílico CH3CH2OH 1,69 46 78 Ligações de H Acetona CH3COCH3 2,88 58 56 Dipolo-dipolo Éter etílico (CH3CH2)2O 1,15 74 35 Dipolo-dipolo e Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido (London) 64