LigacoesquimicasQG

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Professora: MSc. Andréa de Deus Medeiros Manaus – AM Outubro/2016 Química Geral

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

&

LIGAÇÕES QUÍMICAS

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PROPRIEDADES ATÔMICAS 1. Tamanho do Átomo:

Com o aumento do número de camadas ocorre o aumento do tamanho do átomo. Desta forma, em um grupo o tamanho do átomo aumenta de cima para baixo.

K L M N O P Q Aumenta o Número de Camadas Na (Z = 11) – 1s2_2s2_2p6_3s1 Li (Z = 3) – 1s2 2s1 K (Z = 19) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

(3)

Química Geral

Em um período o número de camadas é o mesmo, porém, a carga nuclear aumenta

(aumenta o número atômico), consequentemente ocorre o aumento da atração do

núcleo sobre os elétrons periféricos.

Desta forma, em um período quanto maior o número atômico menor o tamanho do átomo. L B (Z = 5) – 1s2_2s2_2p1 _{3 elétrons} C (Z = 6) – 1s2_2s2_2p2 _{4 elétrons} N (Z = 7) – 1s2_2s2_2p3 _{5 elétrons} O (Z = 8) – 1s2_2s2_2p4 _{6 elétrons} F (Z = 9) – 1s2_2s2_2p5 7 elétrons

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ORDEM

CRESCENTE DO TAMANHO DO

(5)

Química Geral

2. Raio Atômico :

O raio atômico é definido como a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos.

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ORDEM

CRESCENTE DO RAIO ATÔMICO

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Química Geral 3. Energia de Ionização:

É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo, sendo que este deve estar na fase gasosa.

Ei=

Com o aumento do tamanho do átomo, aumenta a facilidade de remoção de um elétron da camada de valência. Desta forma, quanto maior o tamanho do átomo, menor a Energia de Ionização. Portanto, nos GRUPOS a Energia de Ionização aumenta de baixo para cima.

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Nos PERÍODOS o tamanho do átomo aumenta da direita para esquerda, quanto maior o número de elétrons na camada de valência maior é a sua atração pelo núcleo, portanto, menor é o átomo. Desta forma, a Energia de Ionização aumenta da esquerda para direita.

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Química Geral 4. Afinidade Eletrônica:

É a medida da energia liberada pelo átomo isolado, no estado gasoso, ao receber um elétron, formando um íon gasoso negativo.

Na

_(g)

Na

+

(g)

+ e

-(g)

Ei = 119 kcal/mol

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(11)

Química Geral 5. Eletronegatividade:

É a propriedade que o átomo apresenta de atrair elétrons.

Esta propriedade depende de dois importantes fatores: o número de elétrons na

última camada e o tamanho do átomo.

Segundo Fator: Quanto menor o tamanho do átomo, maior é a atração do núcleo

sobre os elétrons periféricos. Desta forma, é muito maior a atração pelos elétrons que estão nas suas proximidades. Portanto, quanto menor o tamanho do átomo, maior a sua ELETRONEGATIVIDADE.

Primeiro Fator: Quanto mais próximo o átomo estiver de atingir a estabilidade, ou

seja, apresentar oito elétrons na última camada, maior a sua atração por elétrons. Portanto, maior a sua ELETRONEGATIVIDADE.

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Química Geral 6. Eletropositividade:

É a propriedade que o átomo apresenta de repelir elétrons.

Esta propriedade é o inverso da eletronegatividade. Nos grupos aumenta de cima para baixo e nos períodos da direita para esquerda.

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Elementos Químicos

 Definição

:

- É a junção de dois átomos. Ocorre se o arranjo resultante dos

dois núcleos e seus életrons for menor que a energia total dos

átomos separados.

- Existem

três tipos

de ligações químicas:

 A ligação covalente

 A ligação metálica

 A ligação iônica

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(18)

Teoria de

Lewis

Teoria dos orbitais

moleculares

Teoria da ligação

de valência

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Regra do Octeto

Os átomos tendem a formar ligações até ficarem rodeados de oito elétrons de valência, por forma a adquirirem uma configuração de gás nobre, de particular estabilidade.

Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946)

Química Geral E Experimental

 Teoria de Lewis

:

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 Teoria de Lewis

:

- Apenas participam os elétrons de

valência, pois só estes é que podem

estabelecer as ligações químicas

covalentes.

- O par eletrônico compartilhado

pertence aos dois átomos que estão

ligados.

- Cada elétron desemparelhado que o

átomo possuir representará uma

ligação covalente que deverá ocorrer.

(21)

Numa ligação química os electrões do nível de valência podem ser:

 Teoria de Lewis

:

Ligantes -

elétrons que estabelecem a ligação, são partilhados pelos

dois átomos.

(22)

Molécula de água H

₂

O

8 elétrons de valência:

6 provenientes do átomo de oxigênio e dois

provenientes de dois átomos de hidrogénio.

1

H – 1s

1

8

O – 1s

2

2s

2

2p

x4

Última camada

Quatro elétrons ligantes e quatro não ligantes, que são provenientes do átomo de oxigênio.

(23)

Molécula de amoníaco NH

₃

8 elétrons de valência:

5 provenientes do átomo de azoto e três

provenientes de três átomos de hidrogénio.

1

H – 1s

1

7

N – 1s

2

2s

2

2p

3

Última camada

Seis elétrons ligantes e dois não ligantes, que são provenientes do átomo de azoto.

(24)

É a ligação que se estabelece entre dois átomos numa molécula por

partilha de eletróns

.

Cada átomo “

disponibiliza

” um ou mais

eletróns de valência

para

ser partilhado com outro átomo.

(25)

O antes

, enquanto eram átomos isolados…

H

H

H 

H

:

+

E o depois

de se estabelecer a ligação covalente…

 Ligação Covalente

:

(26)

Por cada par de elétrons de valência desenha-se um traço e se

forem partilhados desenha-se um

traço

entre os átomos (

fórmula

de estrutura

)

Ou, representa-se os elétrons de valência por

pontos ou cruzes

(27)

 Ligação Covalente

:

(28)

(29)

• ligação covalente tripla:

(30)

O

2

Cl

2

H

2

H

2

O

CO

2

(31)

- Forma diferenciada no compartilhamento de eletróns, dependente da

capacidade de atrair elétrons.

- Ligação covalente apolar

– os átomos atraem os elétrons da

mesma forma e a

nuvem eletrônica é simétrica

(ex: H

2

, O

2

, F

2

)

-

Ligação covalente polar

– um dos átomos da ligação atrai os

elétrons mais intensamente do que o outro átomo o que provoca uma

nuvem eletrônica assimétrica

, com um pólo positivo (+) e um pólo

negativo (-). (ex: HF, CO, H

2

O)

 Ligação Covalente Polar e Apolar

:

-+

(32)

* algumas substâncias conduzem corrente elétrica quando em

solução (ionização);

* quando puras não conduzem corrente elétrica;

(33)

• É a ligação química que se estabelece entre dois átomos, em que um

deles captou um ou mais elétrons ao outro, formando-se um

cátion e

um ânion

. (ex: NaCl, CaF

2

)

 Ligação Iônica

:

(34)

• ocorre com transferência definitiva de elétrons;

• há a formação de íons;

• os íons se arranjam em retículos cristalinos (são sólidos cristalinos):

(35)

• geralmente ocorre entre:

bastante bastante

eletropositivos eletronegativos

tendem a tendem a

formar cátions formar ânions

METAIS + AMETAIS

 Ligação Iônica

:

(36)

* são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos);

(37)

* conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução;

* possuem alto ponto de fusão e de ebulição.



Características dos Compostos Iônicos

:

(38)

Na

ligação covalente

os átomos mantêm-se ligados por

partilha de

elétrons.

Na

ligação metálica

os átomos mantém-se ligados por

atração

entre os íons e o mar de elétrons.

Na

ligação

iônica os átomos mantêm-se ligados devido à

atração

eletrostática entre o cátion e o ânion

formados.

(39)

Método VSEPR:

Quando numa molécula os átomos unem-se, orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons .

 Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado possível de si.

 As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares.

Força da repulsão

90º > 120º > 180º



Repulsão dos Pares Eletrônicos e Geometria Molecular

(40)

(41)

Número de Oxidação (Nox)

No caso dos

compostos iônicos

, o Nox é a

própria carga elétrica do íon, ou seja, o número

de elétrons que o átomo realmente perdeu ou

ganhou.

No MgO (óxido de magnésio)

Mg

+2

: Nox = +2

O

-2

: Nox = -2

(42)

Nos

compostos covalentes

, não há um átomo

que perca e outro que ganhe elétrons, já que os

átomos estão apenas compartilhando elétrons.

Entretanto, podemos estender o conceito de

número de oxidação também para os compostos

covalentes.

(43)

Por exemplo: No ácido clorídrico (HCℓ), o cloro

é mais eletronegativo que o hidrogênio e, em

consequência, atrai o par eletrônico covalente

para o seu lado.

H

Cl

δ+

δ-H

_Cl

Número de Oxidação (Nox)

(44)

Se, por influência externa, houver uma ruptura

dessa ligação, é evidente que o par eletrônico

ficará com o cloro

(7)

.

Então:

No HCℓ (ácido clorídrico)

H

+1

: Nox = +1

Cℓ

-1

: Nox =-1

(45)

Esquematicamente temos:

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Nox.

Oxidação

Redução

(46)

É fácil calcular o Nox de um elemento que

aparece numa substância, sem que seja

necessário construir as fórmulas eletrônicas

dos compostos, usando as seguintes regras:

(47)

Regras:

(48)

Nox multiplicado pelo número de átomos do

elemento.

2.( + 1 ) + 2.X + 7.( - 2 ) = 0

Em um composto, a soma algébrica dos números

de oxidação totais de seus elementos constituintes

é zero.

Regra para determinar o Número de

Oxidação

Na

+

Cl

-

 Nox (Na

+

) = +1 e Nox (Cl

-

) = -1

(49)

Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de

muitos outros elementos.

Exemplo 1:

● Determinação do Nox do fósforo (P) no H

₃

PO

₄

:

H Nox = +1

→

P Nox =

→

X

O Nox = -2

→

H₃ _P O₄ 3.( + 1 ) + X + 4.( - 2 ) = 0 X = + 5

(50)

● Determinação do Nox do Cromo (Cr) no K

₂

Cr

₂

O

₇

:

K Nox = + 1

→

Cr Nox =

→

X

O Nox = - 2

→

K₂ Cr₂

O

₇

2.( + 1 ) + 2.X + 7.( - 2 ) = 0

X = + 6 (Nox do Cr).

(51)

Num íon composto, o somatório dos Nox é igual à carga

do íon.

Exemplo 3:

● Determinação do Nox do fósforo (P) no P

₂

O

₇- 4

:

P Nox =

→

x

O Nox = - 2

→

P₂ O₇

4-2.X + 7.( - 2 ) = - 4 X = + 5 (Nox do P).

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