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BIK0102: ESTRUTURA DA MATÉRIA
Crédito: Sprace
ProfessorHugo Barbosa Suffredini
Site:www.suffredini.com.br
Tabela periódica e ligações química
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Zef = Ztotal - Blindagem
Carga nuclear efetiva (Zef)
Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos
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TABELA PERIÓDICA... Percebendo a perfeição...
Dimitri Ivanovich Mendeleev
https://web.lemoyne.edu/giunta/mendeleev.html
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Tabela Periódica Atualhttps://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/
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Tabela Periódica
Metais Metalóides ou
SemimetaisNão-metais
Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
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Tabela Periódica
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Propriedades Periódicas
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Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
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Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
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Blindagem
Mg tem maior Zef que o Na e por isso é menor!
Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos
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Propriedades Periódicas
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
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Propriedades Periódicas
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
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14
Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica)
Convenção: Energia liberada quando um átomo se
torna um ânion
Cl + e- → Cl- + 349 kJ.mol-1
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15
AFINIDADE ELETRÔNICA
Quanto maior a energia liberada para a formação do ânion, mais estável ele é!
Ligações Iônicas
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16
Representação de Lewis
Elétrons de valência (elétrons localizados na camada mais externa do átomo) são representados como pontos ao redor do símbolo atômico.
Qual a representação de Lewis para:1H, 2He, 9F ?
Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos
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17
Exercício:
a. Qual a distribuição
eletrônica do Na (Z=11)
e do Cl (Z=17)?
b. Faça a
representação de
Lewis para os dois
átomos.
Orbitais e números quânticos: Átomos polieletrônicos
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Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Símbolos de Lewis
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Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
A regra do octeto
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6.
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8
elétrons de valência (4 pares de elétrons).
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande
número de moléculas propondo a regra do octeto
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20
IÔNICA
COVALENTE
METÁLICA
Ligações Químicas
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Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
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.
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22
Conceitos importantes:
1. Energia de Ionização
2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica)
3. Interações eletrostáticas
Ligações Iônicas
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23
Interações eletrostáticas
Interação entre cargas ≡ força coulômbica
r
Repulsão
Atração
Ligações Iônicas
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24
Interações eletrostáticas
No caso de ligações iônicas, ocorre a interação entre íons:
Cátion = carga positiva
Ânion = carga negativa
r
Par iônico
Ligações Iônicas
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NaCl (CFC) CsCl (CS) esfarelita (ZnS) fluorita (CaF2)
wurtzita (ZnS) arseneto de níquel rutilo
perovskita espinélio, AB2O4
Modelos de Sólidos Cristalinos
25
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Ligações Iônicas
Energias envolvidas na
formação da ligação iônica
El=κ
Q1Q2
d
• A energia de rede aumenta à medida que:
• As cargas nos íons aumentam
• A distância entre os íons diminui
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27
Propriedades dos Compostos Iônicos
• Não formam moléculas, mas par iônico (fase gasosa)
• Geralmente, sólidos à Tamb ≡ elevados pontos de fusão
• Sólidos ≡ retículo cristalino
Ligações Iônicas
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28
Propriedades dos Compostos Iônicos
Não formam moléculas, mas par iônico (fase gasosa)
Geralmente, sólidos à temperatura ambiente ≡ elevados pontos de fusão
Sólidos ≡ retículo cristalino
Alta dureza
Repulsão!
Ligações Iônicas
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29
Ligações Iônicas
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30
Estequiometrias Comuns dos
Compostos Iônicos
Ligações Iônicas
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31
Exemplos de compostos iônicos
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Na e Cl K e O Na e N
Ca e F Mg e O Ca e P
Fe e Br Al e O Al e N
Exercício
Escrever as estruturas de Lewis dos compostos formados pelos
elementos abaixo:
32
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NaCl K2O Na3N
CaF2 MgO Ca3P2
FeBr3 Al2O3 AlN
Exercício
Escrever as estruturas de Lewis dos compostos formados pelos
elementos abaixo:
33
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34
IÔNICA
COVALENTE
METÁLICA
Ligações Químicas
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ligação covalente: " fusão" da nuvens eletrônicas dos dois átomos
molécula de HCl
H Cl
compartilhamento de elétrons
e-e-
H — Cl
nuvem eletrônica
HCl HCl
Formação de Compostos Moleculares
35
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• As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma
ligação é representado por uma única linha:
• Nos casos mais simples, a regra do octeto é seguida.
Cuidado: há inúmeras exceções à regra do octeto.
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H FH O
H
H N H
HCH
H
H
H
Estruturas de Lewis
36
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Ligações Covalentes Coordenadas
:
37
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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
38
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Comprimentos de Ligação
39
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Energias de Ligação
40
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41
Oxalato de cálcio: Ânion orgânico
O
OO
O
Ca2+
2
Compostos Iônicos e Covalentes
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H H
N N
OO O
C O
SO O
N
H
H H
NO O
SO O
O2-
P
O
O O
O
3-
S
O
O O
O
2-
Cl
O
O O
O
-
-
Compostos Iônicos e Covalentes
42
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Ions poliatômicos Comuns
43
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Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser
expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis.
híbridos de ressonância
A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia
calculada da molécula e contribui para a distribuição da
ligação sobre toda a molécula.
Ressonância
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Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno,
C6H6, não explica todas as evidências experimentais:
- Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de
compostos com ligações duplas.
- Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-
carbono têm o mesmo comprimento.
- Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no
qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos
adjacentes.
Evidências Experimentais da Ressonância
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Comprimentos de Ligação
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É a carga que um átomo teria se os pares de elétrons
fossem compartilhados igualmente. As estruturas de Lewis
com baixas cargas formais geralmente têm a menor energia.
f = V – L – ½ P
onde: V = no. de elétrons de valência do átomo livre;
L = no. de elétrons presentes nos pares isolados;
P = no. de elétrons compartilhados.
Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com: (1)
a menor carga formal nos átomos; e (2) a estrutura na qual
ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma carga
formal negativa e ao elemento menos eletronegativo é
atribuída uma carga formal positiva.
Carga Formal
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Carga Formal
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Exceções à Regra do Octeto
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um
octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
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As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados
são chamadas de radicais. Eles são, em geral, muito
reativos.
CH3
Exceções à Regra do Octeto: Radicais
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Espécies as quais demandam a presença de mais do que
um octeto de elétrons ao redor de um átomo, são
denominadas hipervalentes. Para ter octeto expandido, o
átomo deve possuir orbitais d vazios na camada de valência
e ter grande raio atômico.
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)
Exceções à Regra do Octeto: Octeto Expandido
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Exceções à Regra do Octeto: Octeto Expandido
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Forma Espacial das Moléculas
• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência
se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume a geometria 3D
que minimize essa repulsão.
• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons
no Nível de Valência (RPENV) ou VSEPR (do inglês Valence Shell
Electron Pair Repulsion).
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Formas Espaciais de Moléculas
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Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e
devem ser considerados na identificação da forma molecular.
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• O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e
para o O:
(tetraédrica) (piramidal) (angular)
• Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o
número de pares de elétrons não-ligantes aumenta.
104.5O107O
NHH
H
C
H
HHH109.5O
OHH
Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR
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C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Efeito de Ligações Múltiplas no Modelo VSEPR
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(trigonal planar)
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58
Formas Espaciais de Moléculas
(bipirâmide trigonal)
(octaédrica)
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Para moléculas maiores...
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O
O
HH
H
H C2H4O2
Tetraédico
Trigonal
plano Angular
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Para moléculas maiores...
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Mais Formas Espaciais de Moléculas ...
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Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
62
Moléculas com pares de elétrons isolados no
átomo central:
Fórmula Geral: AXnEm
onde:
A = átomo central;
X = átomo ligado;
E = par isolado.
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e
devem ser considerados na identificação da forma molecular.
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Exemplo: SF4
Geometria “gangorra” é mais estável.
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Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
Fórmula Geral: AX4E
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64
Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
Exemplo: ClF3
Geometria em “T”.
Fórmula Geral: AX3E2
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Moléculas do tipo AX4E2
quadrado planar
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Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons
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66
Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes compostos e
indique, em cada caso, o formato espacial das moléculas:
(a)metanal ou formaldeído, H2CO
(b) metanol, CH3OH
(c) fosfina, PH3
Estruturas de Moléculas
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Polaridade da Ligação e 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.
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Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
Eletronegatividade
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• Em uma ligação covalente, os elétrons estãocompartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligaçãocovalente não significa compartilhamento igual daqueleselétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétronsestão mais próximos a um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta emligações polares.
Polaridade da ligação e Eletronegatividade
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Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
F2 (4,0 – 4,0 = 0,0)
HF (4,0 – 2,1 = 1,9)
LiF (4,0 – 1,0 = 3,0)
• 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).
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Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação
(iônica/covalente).
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
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Vetor Momento de Dipolo
• O momento de dipolo, :
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
μ=Qr
Q+Q-r
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Polaridade de Ligações Covalentes
H Cl
➢ Em algumas moléculas, os elétrons não estão "igualmente"
distribuídos entre os dois átomos.
➢ "Distorção" da nuvem eletrônica: elétrons são atraídos para o lado do
elemento mais eletronegativo.
HCl
H H H2
formação de
cargas parciais
+ -
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Exemplos:
Cl — Cl :
H — Cl :
H — O :
H — C:
H — H :
apolar
polar
fortemente polar
fracamente polar (momento de dipolo é muito pequeno)
apolar
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Polaridade de Ligações Covalentes
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Geometria Molecular e Polaridade de Moléculas
geometria planar
pirâmide trigonal
➢ ligação B — F é polar
➢ vetor momento dipolar resultante = 0
➢ ligação N — H é polar
➢ vetor momento dipolar resultante ≠ 0
➢ molécula é POLAR
➢ molécula é APOLAR
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Moléculas Polares e Apolares
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Determinar a polaridade de cada ligação e da molécula como um todo:
CCl4 HCCl3 C2H6
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Exercício
escala de eletronegatividade