Solubilidade e condutividade de solutos

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
• POR QUE AS PROPRIEDADES DAS • SUBSTÂNCIAS SÃO TÃO DIFERENTES ? • • • • NaCl PONTO DE FUSÃO MUITO SOLÚVEL CONDUTIVIDADE AÇÚCAR PONTO DE FUSÃO MUITO SOLÚVEL NÃO CONDUZ
1

1º - COMPOSIÇÃO QUÍMICA NaCl : Metal e não metal, Na e Cl Açúcar: Não metais, C, H e O

2º TIPO DE LIGAÇÃO QUÍMICA Modelos : Iônica Covalente polar e apolar Metálica

2

PERDA DE ELÉTRONS

PERÍODOGRUPO

3

GANHO DE ELÉTRONS

PERÍODO

GRUPO

4

ESTRUTURAS DE LEWIS

5

SÍMBOLOS DE LEWIS

6

A REGRA DO OCTETO
• OS ATOMOS TENDEM A GANHAR, PERDER OU COMPARTILHAR ELÉTRONS ATÉ QUE ESTEJAM RODEADOS POR 8 e- DE VALÊNCIA • CUIDADO ! EXISTEM VÁRIAS EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO.

7

A LIGAÇÃO IÔNICA

8

CICLO DE BORN-HABER: para determinar a energia de rede

9 ENERGIA DE REDE – energia necessária para separar completamente um mol de um sólido iônico em seus íons gasosos • E α Q- Q+ / d
• Q+: carga do cation • Q- : carga do anion • d : distância entre os centros de carga
10

ENERGIA DE REDE AUMENTA QUANDO: Q
• Composto (KJ/mol) • MgF2 • MgO • LiF • LiCl

e ou r

Energia de Rede 2957 3938 1036 853 Q = +2, -1 Q = +2, -2 r F < r Cl
11 REPRESENTAÇÃO DE UM SÓLIDO IÔNICO: NaCl

12

RETÍCULO ESPACIAL de NaCl

No retículo cristalino os íons estão presos, não conduzem corrente elétrica. Quando fundidos ou em solução aquosa conduzem.

13

POR QUE OS SÓLIDOS IÔNICOS SÃO QUEBRADIÇOS ?

14

SAL EM ÁGUA
NaCl Na+ (aq) + Cl- (aq)

Na

+

H2O

Cl15

Glicose em água

água

Ligação de H

hidroxila

glicose
16 LIGAÇÃO COVALENTE COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS

• Por que dois átomos compartilham e- ?

• Estrutura de Lewis

F2
17

18

ESTRUTURAS DE LEWIS

19

DOIS ÁTOMOS COMPARTILHAM DOIS PARES DE ELÉTRONS

20

DOIS ÁTOMOS COMPARTILHANDO TRÊS PARES DE ELÉTRONS

21

POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE

FORÇA RELATIVA DE CADA ÁTOMO

ÁTOMO B, MAIOR PARCELA
22 ELETRONEGATIVIDADE

23

MOMENTOS DE DIPOLO

µ

F
δµ =e.d

H
δ+

SI - 1 Debye (1C . m)

24

µ = e x d 2 cargas iguais e opostas de grandeza e, separadas pela distância d, constituem um dipolo e produzem um momento dipolar µ e = 4,8 X 10-10 ues separadas por 1 A° = 1 X 10-8 cm µ = 4,8 X 10-10 . 10-8 = 4,8 X 10-18 ues.cm 1 Debye

1D

25

DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE χ eMOMENTO DE DIPOLO µ Substância
HF HCl HBr HI

∆χ
1,9 0,9 0,7 0,4

µ
1,82 1,08 0,82 0,44 26

DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE ∆χ e POLARIDADE DAS LIGAÇÕES

Substância

F2 0 cov. apolar

HF 1,9 Cov.pol

LiF 3,0 Iônica

∆χ
Tipo de lig.

27

MOMENTOS DIPOLARES em Debye HF H2O NH3 H2S O3 CO2 BF3 Cl2 1,98 1,86 1,47 0,97 0,52 0,00 0,00 0,00 POLAR POLAR POLAR POLAR POLAR APOLAR APOLARAPOLAR

28

POLAR OU APOLAR ?
SUBST. APOLAR SUBST. POLAR

Trans-dicloroeteno

Cis-dicloroeteno

29

LIGAÇÃO IÔNICA x COVALENTE MODELO IÔNICO MODELO COVALENTE

DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE

30

POLARIZABILIDADE CATION POLARIZANTE

DISTORÇÃO DA NUVEM e-

ANION POLARIZÁVEL
31

Cátion pequeno carga grande
(Al
+3)

Ânion grande polarizável
(I ->Br ->Cl ->F -)(Ag+)

ligação com significativo caráter covalente
32

EFEITO DO ANION SOBRE A SOLUBILIDADE DE HALETOS

AgCl

AgBr

AgI
33

Polarizabilidade aumenta

A ESTRUTURA DE ESPÉCIES POLIATÔMICAS

34

ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA NO-3 -

N=O (120 pm)

N-O

N-O (140 pm)
35

CARGA FORMAL

C.F = V – [ L + ½ S ]
V = nº de e- valência no átomo livre L = nº de e- solitários (nãoligados) S = nº de e- compartilhados (ligados)
36

CARGA FORMAL
0 0 0 0

CO2
+2 -2

ESTRUTURA MAIS PROVÁVEL CARGA FORMAL MENOR ENERGIA
37

CALCULANDO A CARGA FORMAL (CNO)-1
A
0 0

B

0

0

C

0
38

CALCULANDO A CARGA FORMAL (SO4)-2
-1 +2 -1 -1 -1 0 -1 -1 +1 -1 -1 0 -1 0 0

A

B

C
ESTRUTURA MAIS PLAUSÍVEL 39

mais plausível , menores cargas formais nos...
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