aula 03 - ligações interatômicas

11/08/2014

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Ligações Interatômicas

Profa. Juliana Fonseca

Por que Estudar as Ligações Interatômicas?

Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes não tivessem a capacidade de se combinarem uns com os outros, certamente não encontraríamos na natureza uma grande variedade de substâncias.

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Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se combinar, como, por exemplo, mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência.

Alguns poucos elementos, como os da família dos gases nobres,

aparecem na forma de átomos isolados.

Esses elementos apresentam oito elétrons na camada de valência.

O hélio (He) é a única exceção: ele apresenta apenas uma camada com

dois elétrons.


Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram esses dois fatos, ou seja, a tendência de elementos com oito elétrons na camada de valência aparecerem isoladamente, com a tendência que os elementos manifestam de perder, ganhar ou compartilhar elétrons.

A partir dessa associação, propuseram uma teoria para explicar as ligações químicas entre os elementos:

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4. Ligações Atômicas nos Sólidos

Ligações Primárias: fortes. São formadas quando os elétrons do orbital mais externo são transferidos ou compartilhados entre os átomos.

Ligações Secundárias: mais fracas. Resultam de uma ação mais sutil entre cargas positivas e negativas, sem transferência ou compartilhamento real de elétrons.

4. Ligações Atômicas nos Sólidos

Ligações Primárias:

-Ligação Iônica

-Ligação Covalente

-Ligação Metálica

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Ligação Iônica

Ligação Primária.

É o resultado de uma transferência de elétrons de um átomo para outro.

Ligação Iônica

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Ligação Iônica

NaCl – Diferentes representações

Ligação Iônica

Formação do NaCl – Na + Cl Na+ Cl-

A transferência de um elétron do Na é favorecida porque produz uma configuração eletrônica mais estável.

A espécie Na+ resultante tem uma camada orbital externa completa, definida como um conjunto de elétrons em determinada órbita.

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Ligação Iônica

Formação do NaCl – Na + Cl Na+ Cl-

O Cl aceita o elétron, produzindo uma espécie de Cl- estável, também com uma camada orbital externa completa.

As espécies carregadas (Na+ e Cl-) são chamadas de íons, dando origem ao nome ligação iônica.

A espécie positiva (Na+) é um cátion e a espécie negativa (Cl-) é um ânion.

Ligação Iônica

Transferência de elétrons

Elemento Eletropositivo + Elemento Eletronegativo

Metal + Ametal

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Ligação Iônica

Ligação Iônica

Consequências das ligações iônicas:

São mantidas por “interações fortes” e por isso é necessária uma quantidade razoável de energia para quebrar um sólido iônico;

Possuem pontos de fusão e calores de fusão relativamente altos;

São fracos condutores de calor e eletricidade;

São encontrados como cristais duros e quebradiços.

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Ligação Iônica

Fragilidade dos sólidos iônicos

+ + +

+ + + +

+ + +

+ + + + Força

Força

+ + +

+ + + +

+ + +

+ + + +

REPULSÃO

Ligação Iônica

Caráter não direcional:

Um Na+ carregado positivamente atrairá qualquer Cl- vizinho igualmente em todas as direções.

Na+

Cl-

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Ligação Iônica

Os íons são empilhados de forma a maximizar o n° de íons com carga oposta adjacentes a qualquer íon dado.

NaCl: 6 Na+ cercam cada Cl- e 6 Cl- cercam cada Na+.

Na+

Cl-

Ligação Iônica

É o resultado da Força de Atração Coulombiana entre as espécies com cargas opostas:

0 1 2

2

( )( )

aC

k Z q Z qF

constante de proporcionalidade (9 x 109 V m/C)

distância de separação entre os centros dos íons

carga de um elétron isolado (1,6 x 10-19 C)

valência do íon carregado

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Ligação Iônica

FC aumenta à medida que a distância de separação entre centros de íons adjacentes diminui.

o comprimento de ligação ideal seria zero.

Ligação Iônica

Por outro lado, a tentativa de juntar dois íons com cargas opostas é combatida por uma força repulsiva oposta (FR).

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Ligação Iônica

A força de ligação é a força de atração (ou repulsão) líquida em função da distância de separação entre dois átomos ou íons.

Ligação Iônica

O comprimento de ligação em equilíbrio, a0, ocorre no ponto onde as forças de atração e repulsão são equilibradas (FC + FR = 0).

A força coulombiana domina para valores maiores de a; a força repulsiva domina para pequenos valores de a.

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Ligação Iônica

Coesão do sólido:

qualquer dado íon é imediatamente cercado por íons de sinal oposto para os quais o termo coulombiano é positivo.

Isso supera as forças de repulsão devido à maior distância dos íons do mesmo sinal.

Ligação Iônica

Tendo estabelecido que existe um comprimento de ligação em equilíbrio, a0, segue-se que esse comprimento de ligação é a soma de dois raios iônicos. Ou seja, para o NaCl:

a0 = rCl- + rNa+

Essa equação implica que os dois íons sejam esferas rígidas tocando em um único ponto.

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Ligação Iônica

(a) Modelo planetário;

(b) Modelo de esfera rígida;

(c) Modelo de esfera flexível

(a densidade de elétrons real nos orbitais externos do Na+ e do Cl- se estendem além do que é mostrado na esfera rígida.

Ligação Iônica

A perda de 1 elétron pelo Na deixa 10 elétrons para serem atraídos por 11 prótons.

Menor raio efetivo.

O ganho de 1 elétron pelo Cl gera 18 elétrons em torno de um núcleo com 17 prótons

Maior raio efetivo.

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Número de Coordenação (NC)

É o número de íons (ou átomos) adjacentes que cercam um íon (ou átomo de referência).

Para cada íon mostrado na figura, o NC é 6; ou seja, cada íons tem 6 vizinhos mais próximos.

Na+

Cl-


Para os compostos iônicos, o NC do menor íon pode ser calculado de um modo sistemático, considerando-se o maior número de íons maiores (de carga oposta) que podem estar em contato (ou coordenação) com o menor.

O NC depende diretamente dos tamanhos relativos dos íons carregados com cargas opostas.

Esse tamanho relativo é caracterizado pela razão dos raios (r/R), onde r é o raio do íon menor e R é o raio do íon maior.

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r/R = 0,20

O número maior de íons maiores que podem coordenar o íon menor é 3.

Um número maior exige que os maiores se sobreponham o que gera instabilidade, devido às altas forças repulsivas.


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Ligação Covalente

A ligação covalente é direcional.

Compartilhamento cooperativo dos elétrons de valência entre 2 átomos adjacentes.

Os elétrons de valência (orbitais mais externos), que fazem parte da ligação.

Ligação Covalente

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Ligação Covalente

Os elétrons são compartilhados

Elemento Eletronegativo + Elemento Eletronegativo

Ametal + Ametal

Ligação Covalente

Molécula: H-H (H2)

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Ligação Covalente

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

Ligação Covalente

Etileno (C2H4)

A linha dupla entre os dois carbonos significa uma ligação dupla, ou compartilhamento covalente de dois pares de elétrons de valência.

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Ligação Covalente

Polietileno - Estrutura “tipo espaguete”.

Ligação Covalente

Observações:

Ligações secundárias (fracas) ocorrem entre seções adjacentes das cadeias moleculares longas.

Tal ligação secundária é o “elo fraco” que leva a baixas resistências e baixos pontos de fusão para os polímeros tradicionais.

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Ligação Covalente

Diamante: dureza excepcionalmente alta e um ponto de fusão maior que 3.500 °C, tem uma ligação covalente entre cada par adjacente de átomos de C.

Ligação Covalente

Observações: Na ligação covalente, os NCs podem ser bem menores que o previsto pelas considerações de raios. O NC no diamante é 4, em vez de 12, conforme previsto na tabela. Nesse caso, o NC para o C é determinado por sua ligação típica de hibridização sp3, em que os 4 elétrons da camada externa do átomo de carbono são compartilhados com átomos adjacentes em direções igualmente espaçadas.

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Ligação Covalente

Em alguns casos, as considerações de empacotamento efetivos mostrados na tabela estão de acordo com a geometria da ligação covalente.

Ex.: a unidade estrutural básica nos minerais de silicatos e em muitas cerâmicas e vidros comerciais: SiO4

4-

Ligação Covalente

Ângulo de ligação:

Ele é determinado pela natureza direcional do compartilhamento do elétron de valência.

Essa configuração tetraedro resulta em um ângulo de ligação de ~109 °.

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Ligação Metálica

A ligação iônica envolve a transferência de elétrons e é não direcional.

A ligação covalente envolve o compartilhamento de elétrons e é direcional.

A ligação metálica envolve o compartilhamento de elétrons e é não direcional.

Ligação Metálica

Propriedades dos Metais

Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).

Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al.

Densidade superior à da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.

PF muito variável, menor Cs = 28,5 °C, maior W = 3382 °C.

Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.

Maleabilidade e ductibilidade.

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Ligação Metálica

Ligas Metálicas

Definição: materiais com propriedades metálicas que contém

dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal.

Exemplos:

- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)

- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)

- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)

- Bronze ( Cu e Sn)

- Latão (Cu e Zn)

Ligação Metálica

Os elétrons de valência são considerados elétrons deslocalizados.

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Ligação Metálica

Esse gás móvel é a base para a alta condutividade elétrica nos metais.

O conceito de um poço de energia se aplica.

Assim como na ligação iônica, os ângulos de ligação e os números de coordenação são determinados principalmente por considerações de empacotamento efetivo, de modo que os números de coordenação tendem a ser altos (8 e 12).

Ligação Intermolecular

Ligação secundária.

Ligações sem transferência ou compartilhamento de elétrons.

Mecanismo de atração de cargas opostas.

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Eletronegatividade e polaridade da ligação

A extremidade positiva (ou pólo) em uma ligação polar é representada por + e o pólo negativo por -


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Forças íon-dipolo

A interação entre um íon e um dipolo.

A mais forte de todas as forças intermoleculares.


Forças íon-dipolo

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Forças dipolo-dipolo


Forças dipolo-dipolo

• Existem entre moléculas polares neutras.

• As moléculas polares necessitam ficar muito unidas.

• Mais fracas do que as forças íon-dipolo.

• Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as

moléculas se viram.

• Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo

tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade.

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Forças de dispersão de London (ou de van der Waals)

• A mais fraca de todas as forças intermoleculares.

• É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem.

• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula

adjacente (ou átomo).

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Forças de dispersão de London (ou de van der Waals)

• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.

• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo).

• Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma molécula (ou átomo) adjacente.

• As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de dispersão de London.


• As forças de dispersão de London aumentam à medida que a

massa molecular aumenta.

• Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas.

• As forças de dispersão de London dependem da forma da

molécula.

• Quanto maior for a área de superfície disponível para contato,

maiores são as forças de dispersão.

• As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são menores do

que entre as moléculas com formato de linguiça.

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Ligação de Hidrogênio

• Caso especial de forças dipolo-dipolo.

• A partir de experimentos: os pontos de ebulição de

compostos com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente

altos.

• Forças intermoleculares são anomalamente fortes.

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Ligação de hidrogênio

•A ligação de H necessita do H ligado a um elemento

eletronegativo (F, O e N).

•Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo)

encontram-se muito mais próximos do X do que do H.

•O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o

H + apresenta um próton quase descoberto.

Consequentemente: as ligações de H são fortes.


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• As ligações de hidrogênio são responsáveis pela:

– Flutuação do gelo

• Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos;

• Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos.

• O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a ligação H.

• Consequentemente, o gelo é menos denso do que a água.

• Na água, o comprimento da ligação H-O é 1,0 Å.

• O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å.

• O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto.

• Cada + H aponta no sentido de um par solitário no O.


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• A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma

força intramolecular.

• A atração entre moléculas é uma força intermolecular.

• Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as

forças intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431

kJ mol-1 para o HCl).

• Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças

intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).

Materiais – a classificação das ligações

Pontos de fusão

Indica a temperatura à qual o material deve ser exposto para fornecer energia térmica suficiente para quebrar suas ligações coesivas.

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Polietileno – tem característica de ligação mista.

A ligação secundária é um elo fraco que faz com que o material perca rigidez estrutural acima de, aproximadamente, 120 °C.

Esse não é um ponto de fusão preciso, mas uma temperatura acima da qual o material amolece rapidamente com o aumento da temperatura.

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Metais – ligação metálica.

Cerâmicas – ligação iônica (em geral).

Polímeros – ligações covalentes.

Tipo de material Característica da ligação Exemplo

Metal Metálica Ferro (Fe) e as ligas ferrosas

Cerâmicas e vidros Iônica/covalente Sílica (SiO2): cristalina e não-cristalina

Polímeros Covalente e secundária Polietileno –(C2H4)-n

Semicondutores Covalente ou covalente/iônica

Silício (Si) ou sulfeto de cádmio (CdS)


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