Aula_2_MSP_Ligações_Químicas - Ligia - Site

ROTEIRO

• Recordar conceitos básicos:

– Conceitos fundamentais da estrutura atômica;

– Modelo atômico de Bohr e o da mecânica quântica; – Eletronegatividade;

• Recordar os tipos de ligações químicas; • Energia de Ligação;

• Relacionar propriedades com os tipos de ligações químicas.

Cada átomo é composto por:

 Núcleo  prótons e nêutrons.

 Elétrons, que circundam o núcleo.

Elétrons e prótons são carregados eletricamente.

 Elétrons tem carga negativa; prótons tem carga positiva; nêutrons não tem carga.

 A magnitude da carga do próton e do elétron é 1,602 x 10-19_C.

Estrutura do Átomo

As massas são muito pequenas:

 Prótons e nêutrons possuem massas quase iguais e que valem respectivamente 1,673 x 10-27 _{kg e 1,675 x 10}-27 _kg.

 Elétrons tem massa igual a 9,1095 x 10-31 _kg.

Cada elemento é caracterizado:

 Pelo seu número atômico (Z)  número de prótons dentro do núcleo.

 Pela sua massa atômica (A)  soma do número de prótons e do

número de nêutrons dentro do núcleo.

Estrutura do Átomo

John Dalton

(1776-1844)

Mostrou experimentalmente que:

• Átomos indivisíveis existiam  acreditava que eles fossem esferas maciças; • Átomos de elementos diferentes possuem pesos diferentes;

• Os átomos combinam-se em diversas razões de números inteiros simples para formar compostos.

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

J. J. Thomson

(1897)

• Descobriu o elétron, através de seus experimentos com raios catódicos; • Concluiu que os elétrons faziam parte de todos os átomos.

Modelo de “Pudim de Passas”

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

Ernest

Rutherford

(1908)

• Mostrou que os átomos não eram bolas positivas com elétrons incrustrados;

• Os resultados de seus estudos sugeriram uma estrutura com uma carga densa positiva central circundada por elétrons;

• Propôs elétrons em movimento ao redor da carga positiva.

• Mas estes deveriam ser atraídos pelo núcleo liberando energia, o que não

ocorre...

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

Niels Bohr

(1913)

Propôs que os elétrons circulavam em

órbitas com energias definidas e que um

elétron num átomo pode adquirir apenas

certas energias.

- Quanto maior a energia do elétron,

mais afastado ele está do núcleo.

Um elétron só pode estar em movimento

ao redor do núcleo se estiver em órbitas

específicas, definidas, e não se

encontra em movimento ao redor do

núcleo em quaisquer órbitas.

Aplica as idéias de mecânica quântica de Einsten e Plank e propõe que: • Um elétron orbitando o núcleo poderia ocupar somente determinadas

órbitas ou níveis de energias nos quais é estável.

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

• Posição de cada elétron

definida em termos do seu

orbital.

• Energias dos elétrons são

quantizadas  mudança de

orbital é possível, com

absorção (maior energia) ou emissão (menor energia) de energia.

• Estados adjacentes são

separados por energias finitas.

• O modelo não explica vários fenômenos envolvendo os elétrons.

Modelo de Bohr

Modelos Atômicos: Átomo de Bohr

Modelos Atômicos: Mecânico-Ondulatório

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

Einsten propôs que a radiação eletromagnética era constituída

de partículas, que foram chamados de fótons.

Mas experimentos como a difração nos

levam a vê-la como ondas.

DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA

Erwin Shrödinger

Cálculo da localização de um elétron

no átomo levando em consideração o princípio da incerteza.

Ψ

para cada conjunto de números quânticos

Resolução da Equação de Schrödinger  Quatro números quânticos que descrevem um elétron  Cada orbital comporta 2 elétrons

Nome Símbolo Valores Significado Indica

Principal n 1, 2, 3... CAMADA, energia Tamanho

Momento angular orbital l 0, 1, 2,..., n-1 SUBCAMADA

s, p, d, f,...

Forma

Magnético m_l l, l – 1, ..., - l ORBITAIS da

subcamada

Orientação

Spin Magnético m_s +1/2, -1/2 Estado de Spin Direção do Spin

Adaptado de Atkins, P. and Jones, L; Princípios de Química, Ed. Bookman, 2001.

Modelos Atômicos: Mecânico-Ondulatório

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

Neste modelo, o átomo possui um núcleo central positivo e elétrons (tratados

como ondas e partículas) ficam ao seu redor, organizados em camadas, subcamadas e orbitais

• Comparação entre as

distribuições

eletrônicas:

Modelos Atômicos: Mecânico-Ondulatório

• Comparação entre as

distribuições

eletrônicas:

Modelos Atômicos: Mecânico-Ondulatório

• Ψ (chamada de psi)  Função de onda conhecida como orbital

atômico  Informação da probabilidade de se encontrar o elétron no

espaço para cada conjunto de números quânticos n, l, m_l . • Representação gráfica dos orbitais.

Orbital s _{Orbitais p}

Forma esférica

_{Lobos ao longo dos eixos}

z

Modelos Atômicos: Mecânico-Ondulatório

Lantanídeos

Actinídeos

Orbitais de maior energia na camada de valência  Organização da Tabela

Preenchimento dos elétrons nas camadas

e subcamadas

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

Diagrama de Pauling

Organização da Tabela Periódica

Preenchimento concluído em orbitais p

Elétrons de Valência - Configurações Estáveis

que ocupam a camada de valência.

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

• Configurações Eletrônicas Estáveis: As camadas eletrônicas mais externas estão completamente preenchidas.

LOUSA: Conceito

de camada de

Escala de

Eletronegatividade de Pauling

“Poder que um átomo tem de atrair elétrons para si em uma ligação”

Maior “facilidade” em ceder elétrons = CÁTIONS Maior facilidade em ganhar elétrons = ÂNIONS

Inertes – Gases Nobres

Lousa: transferencia e compartilahmento de elétrons leva a determinada ligação química

Eletronegatividade

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

LOUSA: Como

podemos pensar uma

ligação química?

Objetivo de Estudar as Ligações Químicas

• Relacionar o tipo de ligação química com as principais propriedades dos materiais.

Ligações Químicas

“Uma ligação química é uma união entre átomos [...] Uma ligação

química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante de seus dois núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados.”

 As ligações primárias ocorrem envolvendo os elétrons de

valência dos átomos.

Estrutura Atômica e Ligações Químicas

LOUSA: Formação da ligação em termos de

energia

Sabendo que a ligação se dá entre os elétrons e

olhando para a eletronegatividade como

Ligações Primárias – Ligação Iônica

• Envolve a transferência de elétrons

de um átomo para outro.

• A ligação é não-direcional. • Grande diferença de eletronegatividade entre os elementos: Na = 0,9 ; Cl = 3,0 D_E = 2,1 Caráter iônico

• A ligação iônica resulta da atração eletrostática entre dois íons de cargas opostas.

• Forças de atração Coulombianas (variam com o quadrado do inverso da distância interatômica).

Exemplo: Cloreto de sódio  tanto o cátion Na+ _{quanto o ânion Cl} - _ficam

Representação esquemática da ligação covalente na molécula

de metano ( CH₄ )

Ligações Primárias – Ligação Covalente

• Envolve o compartilhamento dos elétrons de valência de átomos adjacentes.

• A ligação resultante é altamente direcional.

• Menor diferença de eletronegatividade entre os elementos do que o

observado em ligações iônicas.

C = 2,5 H = 2,1 D_E = 0,4 Forte caráter covalente O = 3,5 Si = 1,8 D_E = 1,7 Caráter iônico- covalente Representação esquemática da ligação covalente na sílica ( SiO₂ )

Ligações Primárias – Ligação Metálica

• Átomos dos metais cedem à ligação metálica de um a três elétrons de valência.

• A ligação resultante é não-direcional.

• Os elétrons cedidos passam a se comportar como elétrons “livres” : – Apresentam a mesma probabilidade de se associar a um grande número de átomos vizinhos.

– Formam uma “nuvem eletrônica” .

Modelo Simplificado

Ligações Primárias e a Teoria dos Orbitais

Moleculares

H

N

Orbitais π do benzeno

LUMO = Mais baixo (em energia) orbital molecular desocupado HOMO = Mais alto (em energia) orbital molecular ocupado

Ligações Secundárias: Interações Intermoleculares

Ligações Secundárias: Interações Intermoleculares

Forças Intermoleculares

Adaptado de: Atkins, P., Jones, L., Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3 ed., Porto Alegre: Bookman, 2006.

Pontes de H >Íon-dipolo> dipolo-dipolo > dipolo-dipolo induzido > dipolo induzido-dipolo induzido

Energia das Interações Intermoleculares

Tipo de Interação Espécies que Interagem Íon – Dipolo Íons e Moléculas Polares Dipolo – Dipolo Moléculas Polares

De London Todas as Moléculas (Melhor

visualizada em Moléculas Apolares) Pontes de Hidrogênio F, O, N e H de uma ligação H-X

Dipolos Induzidos Flutuantes

Dipolo Molecular Permanente

Dipolo Induzido e Dipolo Permanente

• Ocorrem atrações entre dipolos gerados pela assimetria de cargas.

Dipolo-dipolo

Ex: Cadeias de PVC

Ponte (ou ligação) de Hidrogênio

Ligações Secundárias: Interações Intermoleculares

Atração eletrostática fraca entre um

par de elétrons livres de um átomo e um átomo de hidrogênio ligado

covalentemente, tendo carga parcial δ+_;

São formadas apenas com os elementos mais eletronegativos, sendo os mais

importantes : F, O, N

É o tipo de ligação secundária mais forte.

Forças de atração e de repulsão em função da distância interatômica (r)

para dois átomos isolados

Energia Potencial em função da distância interatômica (r) para dois

átomos isolados

Forças e Energias de Ligação

(Caso Unidimensional)

Forças e Energias de Ligação

• Quando dois átomos se aproximam, eles exercem uma força um no outro: R A N

F

F

F





• A energia potencial (E_N) será dada por:













F

dr

F

dr

F

dr

E

(Caso Unidimensional)

Forças de atração e de repulsão em função da distância interatômica (r)

para dois átomos isolados

Energia Potencial em função da distância interatômica (r) para dois

átomos isolados

Forças e Energias de Ligação

(Caso Unidimensional)

Força Resultante Igual a 0 Energia Potencial Mínima

A distância de ligação entre dois átomos é a distância correspondente ao ponto de mínima energia (soma dos dois raios atômicos).

(a) Para metais puros, todos os átomos têm o mesmo raio atômico.

(b) Para sólidos iônicos, os raios atômicos são diferentes, uma vez que íons adjacentes nunca são idênticos.

Forças e Energias de Ligação

(Caso Unidimensional)

Forças e Energias de Ligação

(Caso Unidimensional)

Relação Entre Algumas Propriedades e as Curvas

de Força e Energia de Ligação

• Propriedades Mecânicas

Em escala atômica, a DEFORMAÇÃO ELÁSTICA é manifestada como uma

pequena alteração na distância

interatômica e na energia da ligação.

– Quanto mais profundo o poço de energia potencial, maior será a energia de ligação e, portanto, também maior

será a resistência à deformação

elástica (RIGIDEZ).

– O MÓDULO DE ELASTICIDADE é uma medida da rigidez de um material.

Obs.: o módulo de elasticidade é uma propriedade mecânica que será estudada em detalhe

mais à frente no curso

• O módulo de elasticidade pode ser

associado à derivada da curva F(r)

no ponto r = r₀; quanto maior for o

valor da derivada, maior será o módulo de elasticidade.

• O material a apresenta maior rigidez do que o material b.

r

r

Módulo

de

Elasticidade

r0 = ponto onde forças

de atração e repulsão são iguais

Relação Entre Algumas Propriedades e as Curvas

de Força e Energia de Ligação

• Um “poço” profundo e estreito

(elevadas energias de ligação) está relacionado a um baixo coeficiente de expansão térmica.

Obs.: IAE = interatomic energy

Coeficiente

de

Expansão

Térmica

Relação Entre Algumas Propriedades e as Curvas

de Força e Energia de Ligação

Maior coeficiente de expansão térmica.

• Materiais que apresentam grandes

energias de ligação também

apresentam temperaturas de fusão e

de ebulição elevadas. (Metais e cerâmicas)

Pontos de fusão

e de ebulição

Relação Entre Algumas Propriedades e as Curvas

de Força e Energia de Ligação

Pontos de fusão

e de ebulição

Relação Entre Algumas Propriedades e as Curvas

de Força e Energia de Ligação

Cerâmicas

Metais

Materiais Segundo o Tipo de Ligação

Tetraedro que representa a contribuição relativa dos diferentes tipos de ligação para categorias de Materiais de Engenharia

Exercício

Material Tipo de ligação química Temperatura

de fusão (o_C)

NaCl Iônica 801

C (diamante) Covalente  3550

(C₂H₄) Iônica - covalente  120

Cu Metálica 1085

SiO₂ Covalente e secundária 1700

Ar Secundária (dipolo induzido) -189

H₂O Secundária (dipolo permanente) 0

Exercício

(a) material para aplicação na qual a resistência

mecânica seja fundamental (ou seja, deseja-se o

material com a maior resistência mecânica dentre os dois considerados);

(b) material para uma aplicação na qual ocorre uma

variação lenta da temperatura, e para a qual a estabilidade dimensional do corpo é fundamental

(ou seja, deseja-se o material que sofra a menor variação dimensional com a temperatura);

(c) material para uma aplicação onde é necessária uma certa flexibilidade (ou seja, deve ser escolhido o material, dentre os dois considerados, que apresente o menor módulo de elasticidade).

2. Considerando as duas curvas apresentadas ao lado, escolha um dos dois materiais nelas representados (material a ou material b), justificando a sua escolha:

– Leitura recomendada:

– Duarte, H. A., Ligações Químicas, Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, 4, 2001. http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/ligacoes.pdf

TAREFA

• Fazer uma solução concentrada de sal de

cozinha em ~1 colher de chá em ~10 mL e

deixar evaporar ao ar

• Trazer na aula 4