Transcript Energia de ligação (kJ/mol) - Engenharia Civil UFPel 2011

LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO QUÍMICA:
É a força atrativa que mantém os átomos unidos.
O comportamento químico dos
átomos é determinado pelos seus
elétrons de valência.
As reações químicas são consequência da perda, do
ganho ou do compartilhamento dos elétrons de valência.
Representação dos elétrons de valência:
→ Lewis, 1916
Grupo 1
1 e-
Grupo 2
2 e-
Grupo 13
3 e-
Grupo 14
4 e-
Grupo 15
5 e-
Grupo 16
6 e-
Grupo 17
7 e-
Grupo 18
8 e-
Os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que estejam estáveis
(configuração de gases nobres).
Na doa 1 e-
Cl recebe 1 e-
2 H compartilham seus elétrons
Tipos de Ligações:
Ligação Covalente
Ligação Iônica
Ligação Metálica
Ligações Iônicas:
→ Consistem na transferência de elétrons entre os
átomos, gerando íons positivos (cátions) e íons negativos
(ânions);
→ Forças eletrostáticas são responsáveis por manter
próximos os íons de sinais contrários;
→ Ocorrem normalmente quando a diferença de
eletronegatividade entre os átomos é grande (metais e
não-metais).
Sólidos Iônicos:
* Ponto de fusão e ebulição altos
* São quebradiços
* São solúveis em solventes polares (porém muitas
vezes a solubilidade é baixa!!)
* Conduzem eletricidade em solução ou quando
fundidos;
Na(g) + Cl(g) → NaCl(g)
Ef
Ef = Energia de formação
A densidade eletrônica fica sobre o átomo mais eletronegativo.
Processos envolvidos:
1º) Arrancar 1 e- do átomo de Na:
Energia de Ionização (EI)
2º) Adicionar 1 e- ao átomo de Cl:
Afinidade eletrônica (AE)
3º) Emparelhar os dois íons para formar um par iônico:
Energia do par iônico (Epar iônico)
Exercício 1: Calcule a energia de formação do cloreto
de sódio gasoso com base nos dados abaixo:
Na(g) + Cl(g) → NaCl(g)
Ef
EI = + 502 kJ/mol
AE = - 349 kJ/mol
Epar iônico = - 552 kJ/mol
R: Ef = - 399 kJ/mol
U Coulomb 
( z1e )  ( z 2 e )
4  0 r12
 
Epar iônico  q+ . qr
2 ,3071  10
 28
[J ]  
r12
1, 4396  10
9
[ eV ]
r12
onde,
q+ = carga do cátion
q- = carga do ânion
r = distância internuclear
A energia do par iônico depende da:
Carga dos íons:
Epar iônico (NaCl) < Epar iônico (CaO)
Distância internuclear dos íons:
Epar iônico (LiCl) > Epar iônico (NaCl) > Epar iônico (KCl)
Para N pares iônicos, devem ser considerados
também as forças repulsivas entre íons de mesma carga:
Erepulsiva  1
rn
A energia de ligação do cristal iônico (Erede) é o
somatório das energias atrativas e repulsivas.
Erede = é a energia liberada quando 1 mol de pares de
íons, no estado gasoso, se aproximam de uma
distância infinita até uma distância de equilíbrio
para formar um sólido iônico.
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s)
Erede
Erepulsiva  1
rn
Na+(g) + Cl-(g)
Epar iônico  q+ . qr
NaCl(s)
NaCl(s) é mais estável do que Na+(g) e Cl-(g).
Ciclo de Born-Haber:
O ciclo de Born-Haber nos auxilia a calcular a
energia envolvida na formação de um sólido iônico a partir
de seus elementos na forma mais pura.
Em seu estado mais puro:
 Sódio: sólido – Na(s)
 Cloro: gás – Cl2(g)
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)
Ef
Exercício 2: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a
energia de formação do cloreto de sódio sólido com base
nos dados abaixo:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s)
Esublimação = + 107,32 kJ/mol
Edissociação = + 243,36 kJ/mol
EI = + 496 kJ/mol
AE = - 349 kJ/mol
Erede = - 786 kJ/mol
Ef
R: Ef = - 410 kJ/mol
Exercício 3: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a
energia de rede do cloreto de cálcio sólido com base nos
dados abaixo:
Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s)
Ef
Esublimação = + 192 kJ/mol
Edissociação = + 238 kJ/mol
1ª EI = + 590 kJ/mol
2ª EI = + 1146 kJ/mol
AE = - 350 kJ/mol
R: Erede = - 2261 kJ/mol
Ef = - 795 kJ/mol
Exercício 4: A partir dos dados experimentais, monte o
ciclo de Born-Haber, diga o que ocorre em cada etapa e
calcule a energia de rede:
Na(s) + ½Br2(l) → NaBr(s)
- 360 kJ/mol
Na(s)  Na(g)
109 kJ/mol
Br2(L)  Br2(g)
31 kJ/mol
Na(g)  Na+(g) + 1e-
496 kJ/mol
Br2(g)  2Br(g)
192 kJ/mol
Br(g) + 1 e-  Br-(g)
- 342,5 kJ/mol
R: Erede = - 734 kJ/mol
Na(s) + ½Br2(L)  NaBr(s)
Ef
Ligações Covalentes:
→ Resultam do compartilhamento de elétrons entre
átomos que apresentam pouca ou nenhuma diferença de
eletronegatividade (ligação entre não-metais);
→ Há sobreposição de nuvens eletrônicas;
→ As ligações são localizadas (a densidade eletrônica fica
entre os átomos).
H + H  H2
Ordem de Ligação (OL):
Indica o número de ligações covalentes que
unem um par específico de átomos.
OL = 1
H2, F2, NH3, CH4, C2H6
OL = 2
CO2, C2H4
OL = 3
C2H2
Quanto maior a densidade eletrônica entre os
átomos (maior compartilhamento), maior é a ordem de
ligação.
Ordem de ligação × energia de ligação:
Energia de ligação: é a energia necessária para romper
uma ligação química. A quebra de uma ligação é sempre
um processo endotérmico.
Quanto maior é a ordem de ligação (maior sobreposição
da densidade eletrônica), maior é a quantidade de
energia necessária para romper a ligação covalente.
Ordem de ligação × comprimento de ligação:
Quanto maior é a ordem de ligação (maior
sobreposição da densidade eletrônica), menor é o
comprimento da ligação covalente.
Comprimento de ligação C-C:
C2H6 > C2H4 > C2H2
(OL=1) (OL=2) (OL=3)
Raio atômico
(pm)
Energia de ligação
(kJ/mol)
Ligações Metálicas:
→ Resultam de forças atrativas que mantém metais puros
unidos;
→ Metais tem baixo potencial de ionização;
→ São ligações deslocalizadas.
Sólidos Metálicos:
- Bons condutores térmicos;
- Bons condutores elétricos;
- Deformam-se (maleabilidade e ductibilidade);
- Apresentam brilho metálico.
Resistência Mecânica
Brilho Metálico
“Teoria da nuvem eletrônica ou “mar de e- livres”.
Os elétrons de valência não estão ligados a um único
átomo e estão relativamente livres para se movimentarem por
todo o metal.
Os elétrons de valência movem-se livremente pela rede
de íons metálicos positivos, explicando a boa condutividade
elétrica dos metais.
O “compartilhamento” destes elétrons pelos vários
núcleos dos metais é responsável pela forte adesão dos átomos.
A teoria do mar de elétrons explica:
* Condutividade eletrônica
* Cor da maioria dos metais
A teoria do mar de elétrons não explica:
* Capacidade calorífica
* Susceptibilidade magnética
* A cor de metais como cobre e ouro
* A existência de materiais semicondutores e isolantes
“Teoria das bandas de valência”.
Li 2s1
Banda vazia
Be 2s2
Banda vazia
Diamante
Silício
Banda de
condução
vazia
Banda de condução
vazia
Gap
Estados
vazios
Banda preenchida
Banda de valência
preenchida
Gap
Banda de valência
preenchida
Estados
preenchidos
Condutores
Gap = 0
Isolantes
Gap > 3 eV
Semicondutores
0 < Gap < 3 eV