Na (g) - UTFPR

Ligações
Químicas
Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs
[email protected]
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
DAQBI
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 A partir do desenvolvimento da mecânica quântica
e da resolução da equação de Schrödinger,
compreendeu-se a relação entre as propriedades
químicas dos elementos e a sua estrutura
eletrônica.
 Com as evidências experimentais de que os
elétrons se comportam como onda e também,
como partícula, além do fato de que a energia é
quantizada, tornou-se possível explorar o mundo
microscópico em sua intimidade, descobrindo-se a
causa das propriedades muitas vezes observada
no nosso mundo macroscópico.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Modelo quântico de um átomo de sódio.

O sódio tem 11 elétrons distribuídos nos seguintes níveis de energia:
 um orbital s - dois elétrons
 um orbital s - dois elétrons e três orbitais p (dois elétrons cada)
 um orbital s - um elétron
Como funcionam os átomos, por Craig C. Freudenrich, Ph.D. - traduzido por HowStuffWorks Brasil
http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Atualmente, o modelo quântico é a visão mais
realista da estrutura geral do átomo. Ele explica
muito do que conhecemos sobre a química e a
física.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Através da estrutura eletrônica de camadas dos
átomos explicam-se as propriedades periódicas.
 A energia e a forma dos orbitais explicam, em
última análise, a reação química, a reatividade
química e a forma como novas substâncias são
formadas.
 Na química moderna, fazemos sempre a relação
entre as propriedades químicas de uma certa
substância com a estrutura geométrica e eletrônica
de suas moléculas.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Forma-se entre dois átomos, quando o arranjo
resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons
apresenta uma energia mais baixa do que a energia
total dos átomos separados.
OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE.
Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 É a interação de dois átomos (ou grupos de
átomos), está intimamente ligada ao rearranjo da
estrutura eletrônica, ou melhor, dos elétrons dos
átomos dentro de uma nova molécula.
 O potencial de ionização (ou Energia de
Ionização) e a afinidade eletrônica são duas
propriedades periódicas que podem nos auxiliar
a compreendermos a natureza da ligação
química
Cadernos Temáticos de Química Nova. Ligações químicas N° 4 – Maio 2001
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Potencial de ionização é a energia requerida
para retirar um elétron do átomo (PI)
 Afinidade eletrônica é a energia liberada
quando um átomo recebe um elétron (AE)
Cadernos Temáticos de Química Nova. Ligações químicas N° 4 – Maio 2001
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de
empregado na distribuição de elétrons ao redor
dos átomos e moléculas.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Distribuição dos elétrons de valência ao redor dos átomos
Valência: É a capacidade
de
combinação
dos
átomos. Geralmente os
elétrons da camada mais
externa
são
os
responsáveis
pela
formação da ligação ou
pela combinação com
outros átomos.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Símbolos de Lewis
 Consistem do símbolo do elemento químico mais um ponto
() para cada elétron de valência.
 Ex: Enxofre (S) Z = 16 – Distribuição: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
 6 elétrons na camada de valência
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Langmuir: Provou experimentalmente que os
gases nobres são elementos que possuem
pequena reatividade química. São elementos que
apresentam uma baixa afinidade eletrônica e uma
elevada energia de ionização. São átomos
considerados estáveis e que apresentam a sua
camada de valência completa com oito elétrons.
Regra do Octeto: Os átomos buscam a estabilidade com
oito elétrons na camada de valência.
TIPOS DE LIGAÇÕES
QUÍMICAS
1. Ligações Iônicas
2. Ligações Covalentes
3. Ligações Metálicas
A natureza da ligação química dependerá de como acontece
o rearranjo dos elétrons na molécula formada
1. Ligações Iônicas
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Normalmente reação química entre metais
alcalinos (Li, Na, K) e halogênios (F, Cl) leva a
formação de sais que, se dissolvidos em solução
aquosa, conduzem eletricidade. Esta é uma
evidência de que os sais são formados por íons.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Q1Q2
El  
d
LIGAÇÕES IÔNICAS
Energia de Rede (kJ/mol) de alguns compostos iônicos
Composto
Energia de
Rede
Composto
Energia de
Rede
LiF
1.030
KCl
701
LiCl
834
KBr
671
LiI
730
CsCl
657
NaF
910
MgCl2
2.326
NaCl
788
SrCl2
2.127
NaBr
732
MgO
3.795
NaI
682
CaO
3.414
KF
808
SrO
3.217
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Valores muito positivos: íons fortemente atraídos
uns pelos outros nos sólidos.
 A energia liberada pela atração entre os íons de
cargas
contrárias
compensa
a
natureza
endotérmica das energias de ionização, tornando a
formação de compostos iônicos um processo
exotérmico (liberação de energia).
LIGAÇÕES IÔNICAS
 No modelo de ligação química denominado
ligações iônicas, as forças eletrostáticas atraem as
partículas com cargas elétricas opostas.
Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron.
Na+(g) + 1e-
Na (g)
Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron.
Cl (g) + 1e-
Cl-(g)
Formação de um sólido a partir de seus íons.
Na + (g) +
Cl - (g)
NaCl(s)
LIGAÇÕES IÔNICAS
 O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo
da tabela periódica, (Grupo 1), e ao terceiro
período,
(Camada
M),
consequentemente
apresenta um elétron na camada de valência. A
sua Energia de Ionização é de 496 kJ.mol-1.
 O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo
grupo da tabela periódica, (Grupo 17), e ao
terceiro período, (Camada M), consequentemente
apresenta sete elétrons na camada de valência. A
sua Afinidade Eletrônica é de 348 kJ.mol-1.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Na (g) 
Na+(g) + 1e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
Cl (g) + 1e-

Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol-1
Na+ (g) + Cl- (g)  Na+ [Cl]- (g)Energia Liberada = 450 kJ.mol-1
Resumo:
Na (g) + Cl (g)  Na+ [Cl]-
Energia Liberada = 302 kJ.mol-1
O íon gasoso Na+Cl- é energeticamente mais estável
do que os átomos de Na e Cl gasoso.
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no
estado sólido temos que:
Etapa A: Na (s)
Etapa B: Na (g)
Etapa C: ½ Cl2 (g)
Etapa D: Cl (g) + 1eEtapa E: Na+ (g) + Cl- (g)
Resumo: Na (s) + ½ Cl2 (g)
Na(g) Energia Absorvida = 108 kJ.mol-1
Na+(g) + e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
Cl(g) Energia Absorvida = 121 kJ.mol-1
Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol-1
NaCl (s)
NaCl (s)
Energia Liberada = 787 kJ.mol-1
Energia Liberada = 410 kJ.mol-1
LIGAÇÕES IÔNICAS
Ligação Iônica
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que:
Li (g)
Li+(g) + 1e- Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol-1
F (g) + 1e-
Li (g) + F (g)
F-(g) Energia Liberada = 79,5 kJ.mol-1
Li+(g) + F- (g) Energia Absorvida = 44,8 kJ.mol-1
Quando paramos de fornecer a energia ocorre a
atração formando um sólido.
LIGAÇÕES IÔNICAS
A regra do octeto é um guia para previsões
sobre as ligações químicas
e estequiometria.
Geralmente as ligações iônicas ocorrem pela ligação
de um METAL (formam o octeto pela perda de um
elétron) e os NÃO-METAIS (formam o octeto pela
ganho de um elétron).
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Metais: Geralmente os que estão localizados a
esquerda da tabela periódica apresentam baixa
energia de ionização e baixa afinidade eletrônica,
desta forma espera-se que estes elementos
tenham uma maior tendência perder os elétrons,
formando CÁTIONS.
 Não-Metais: Geralmente os que estão localizados
a direita da tabela periódica apresentam alta
energia de ionização e alta afinidade eletrônica,
desta forma espera-se que estes elementos
tenham uma maior tendência a ganhar os elétrons,
formando ÁNIONS.
LIGAÇÕES IÔNICAS

Íons de elementos representativos: esperamos
que os compostos iônicos dos grupos 1A, 2A e 3A
contenham cátions com cargas 1+, 2+, 3+,
respectivamente. De modo similar os compostos
iônicos dos grupos 5A, 6A e 7A geralmente
contém ânions de cargas 3- ,2- 1-;

Íons poliatômicos: Os íons poliatômicos são
formados quando há uma carga global em um
composto contendo ligações covalentes. Por
exemplo, SO42-, NO3-.
LIGAÇÕES IÔNICAS

Íons de metais de transição: quase sempre não
formam íons com configuração de gás nobre;
 Elétrons
são perdidos no subnível com maior valor
de n.
 Para
formar íons positivos perde primeiramente os
elétrons do subnível 4s e, em seguida, quantos
forem necessários para adquirir a carga do íon.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Os metais formam cátions:
- Monovalentes: Na+ perdem 1 e-
- Bivalentes: Ca2+ perdem 2 e- Trivalentes: Al3+ perdem 3 e- Tetravalentes: Pb4+ perdem 4 e- Pentavalentes: Bi5+ perdem 5 e-
LIGAÇÕES IÔNICAS
Os não-metais formam ânions:
- Com cinco elétrons: N recebem 3 e- Com seis elétrons: O recebem 2 e- Com sete elétrons: F recebe 1 e-
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Fórmula molecular dos compostos iônicos
 Mostra a proporção mínima entre os átomos que
se ligam, de modo que se forme um sistema
eletricamente neutro
 nº de e- cedidos = nº de e- recebidos
 Símbolo do cátion escrito antes do símbolo do ânion
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Propriedades dos compostos iônicos
Sólidos em condições ambientes (25oC; 1atm);
Elevadas temperaturas de fusão e ebulição;
Conduzem eletricidade quando dissolvidos em
água ou quando fundidos;
 São duros e quebradiços, formando faces planas
quando submetidos à impacto.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Cada
um dos íons de Na+ é envolto por seis íons Cl-,
e cada um dos íons de Cl - é envolto por seis
íons Na+.
Exercícios
LIGAÇÕES IÔNICAS
Considere os seguintes elementos: Na (Z = 11), Mg (Z
= 12), Fe (Z = 26), Cu (Z = 29), Cl (Z = 17), I (Z = 53),
O (Z = 8), S (Z = 16).
 Escreva a configuração eletrônica para cada um
destes elementos.
 Indique quais os possíveis íons (cátions ou ânions)
formados por estes elementos destacando os
subníveis onde ocorreu a retirada de elétrons.
 Escreva as fórmulas resultantes da combinação de
cada tipo de cátion com cada tipo de ânion.
Obs: Fe e Cu são elementos de transição tendo valência variável (Fe 23 e Cu 1 -2)
LIGAÇÕES IÔNICAS
 Um elemento A possui 5 elétrons de valência.
Represente a fórmula eletrônica, estrutural e
molecular desse elemento quando combinado com
o hidrogênio.
Ligações
Químicas
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