Ligações Químicas E Geometrias.pdf

Ligações Químicas

A Ligação Química - Os sistemas no universo tendem a buscar uma situação de maior estabilidade - Em ciência, um sistema estável está associado a uma

situação de baixa energia - Átomos isolados (com exceção dos gases nobres) possuem maior energia do que quando estão ligados Situação de maior estabilidade

Ligação Química Menor energia Química Geral I

Tipos de Ligações Químicas

Ligação Iônica

Ligação Covalente

Ligação Metálica

Refere-se às forças

Resulta do

São encontradas

eletrostáticas que

compartilhamento

em metais como

existem entre íons de

de elétrons entre

cobre, ferro e

cargas de sinais

dois átomos

alumínio. Cada

contrários

átomo está ligado a vários átomos

Química Geral I

vizinhos

Elemento Eletropositivo + Elemento Eletronegativo

Ligação Iônica

Elemento Eletronegativo + Elemento Eletronegativo

Ligação Covalente

Elemento Eletropositivo + Elemento Eletropositivo

Ligação Metálica

Química Geral I

Elétrons de Valência Elétrons envolvidos nas Ligações Químicas

Símbolos de Lewis

Símbolo do elemento químico mais um ponto para cada elétron de valência Química Geral I

Exemplo: 12

Mg : [Ne] 3s2 Elétrons de valência

Cerne

Mg : O número de elétrons de valência de qualquer elemento representativo corresponde ao número do grupo do elemento da tabela periódica Química Geral I

Símbolos de Lewis

Química Geral I

Gases Nobres

Átomos muito estáveis (altas energias de ionização,

baixas afinidades por elétrons adicionais e deficiência geral em reatividade química)

Oito Elétrons de Valência Química Geral I

A Regra do Octeto

Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência Octeto de Elétrons: subníveis s e p completos Química Geral I

A Ligação Iônica

O cloreto de sódio é composto de íons Na+

e

Cl-

,

arranjados em uma rede tridimensional regular Química Geral I

Metal de baixa energia de ionização

NaCl Não-metal com alta afinidade por elétrons

. Cl :

:

:

Na . +

Na+ ,

-

:

:

[ : Cl : ]

Estrutura de Lewis para o NaCl

Ocorre a transferência de um elétron do átomo Na

para um átomo de Cl Química Geral I

Química Geral I

Retículo cristalino iônico

A fórmula química em um composto iônico é uma fórmula empírica, simplesmente fornecendo a razão de íons baseado no balanço de carga Para o NaCl o número de coordenação (NC) é 6 tanto para o Na+ quanto para o ClQuímica Geral I

Propriedades Físicas das Substâncias Iônicas São propriedades observadas nos compostos iônicos: - Altos pontos de fusão e ebulição

- Condutividade

elétrica

quando

fundidos

ou

dissolvidos em água

- Solubilidade em água ( a maioria) - Apresentam aspecto cristalino

- São sólidos e possuem brilho ( a maioria) Química Geral I

A Ligação Covalente G.N. Lewis: os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica de gás nobre pelo

compartilhamento de elétrons com outros átomos

Química Geral I

A Molécula de Hidrogênio (H2) Atrações entre os núcleos e os elétrons fazem com que a densidade eletrônica concentre-se entre os núcleos Os dois núcleos são atraídos eletrostaticamente pela concentração de cargas negativas entre eles Estrutura de Lewis:

H.

+

.H

H .. H Química Geral I

Curva de Energia Potencial Atração

Repulsão

Energia →

HH

0

Re

Separação Internuclear → H ........H.

Energia da ligação

H–H

Energia de H – H como função da distância internuclear A ligação covalente leva o sistema de dois átomos a um sistema de menor energia, portanto de maior estabilidade

De: Comprimento da ligação Curva de energia potencial molecular mostrando como a energia total de uma molécula varia à medida que a separação internuclear é

alterada

Química Geral I

Ligações Múltiplas -

Ligação simples: um par de elétrons compartilhado (A–B).

-

Ligação dupla: dois pares de elétrons compartilhados (A=B).

-

Ligação tripla: três pares de elétrons compartilhados ( A≡B).

Obs: Um par de elétrons de valência não compartilhado em um átomo (A:) é chamado de um par isolado. Embora esses pares isolados de elétrons não contribuam diretamente para a ligação, eles influenciam na forma da molécula e nas suas propriedades químicas. Química Geral I

Exemplos:

: Cl : Cl : :

[

:

x

Ligações Simples

Cl x

.

:

Cx

:

:

:

[

+ 4 . Cl :

:

. Cl :

+

x x

:

:

: : Cl .

Cl x. C x. Cl

.

x

Cl

Dupla ligação

[

[

x

:O :

: O : xx C xx : O :

:

+ 2

:

x

:

C

:

x

:

x

:O =C =O :

Tripla ligação

. .. N ..

x x x

N

x x

.. N ≡ N xx Química Geral I

Ligação covalente coordenada Um par de elétrons de um dos átomos é compartilhado por dois átomos. Exemplo.: NH3 + H+

+

NH4

H. H.

H

┐+

N

H

x x

N xx H + x . H

H

H Química Geral I

A regra do Octeto e as Estruturas de Lewis A regra do octeto fornece uma maneira simples de se construir as estruturas de Lewis, um diagrama que mostra o esquema

das ligações e dos pares isolados em uma molécula. Na maioria dos casos, podemos construir uma estrutura de Lewis em três etapas: 1. Determine o número de elétrons a serem incluídos na estrutura somando todos os elétrons de valência fornecidos

pelos átomos. 2. Escreva os símbolos químicos dos átomos num arranjo que mostre quais átomos estão ligados entre si.

Química Geral I

A regra do Octeto e as Estruturas de Lewis 3. Distribua os elétrons em pares de forma que haja um par de elétrons formando uma ligação simples entre cada par de átomos ligados entre si e então acrescente pares de elétrons ( formando pares isolados ou ligações múltiplas) até

que cada átomo tenha um octeto. Obs1: O elemento central, normalmente, é o menos eletronegativo, como em CO2 e SO42- , mas há um grande número de exceções bem conhecidas (H2O e NH3). Obs2: Cada carga negativa sobre um íon corresponde a um elétron adicional; cada carga positiva corresponde à perda de

um elétron.

Química Geral I

Exemplo: 2-

Escreva a estrutura de Lewis do íon SO4 . Resolução: Os átomos fornecem 6 + (4 x 6) = 30 elétrons de valência. A carga do íon fornece mais dois elétrons. Portanto, o total de elétrons presentes é

┐

de 32 elétrons ou 16 pares de elétrons ao redor de cinco átomos.

:O:

:

: :O

2-

S

O:

:

: :O: :

Obs: As estruturas de Lewis não indicam as formas geométricas das espécies, mas apenas o esquema das ligações e dos pares isolados. Química Geral I

Exceções à Regra do Octeto • A regra do octeto é um guia prático. • Não é observada em um número significativo de casos.

Menos que um Octeto Exemplo 1: BeF2 e BF3

:

:

:

: F : Be : F :

BeF2

:

:

:

[ ]

. Be . + 2 . F :

: :

:

. B . + 3 .F:

: F: :

BF3

:

:

:F : B : F: :

[ ] :

.

Química Geral I

Exceções à Regra do Octeto Mais que um Octeto

Exemplo 2: PF5 (ou PCl5) e SF6 :

:

F:

: : F:

:F:

:

:

Cl :

S

:F :

:

:

:

: Cl

:F:

:

:

: P

:F

: :

Cl :

:

:

:

: Cl

: Cl :

: Espécies deste tipo, que demandam a presença de mais do que um octeto de elétrons em torno de pelo menos um átomo, são denominadas hipervalentes. Essas violações à regra do octeto se tornam cada vez mais freqüentes após os dois primeiros períodos de oito elementos da tabela periódica devido a disponibilidade de orbitais d parcialmente preenchidos de baixa energia os quais podem acomodar os elétrons adicionais.

Exceções à Regra do Octeto Exemplo 3: Moléculas com número ímpar de elétrons: NO e ClO2 : :

O =Cl = O .

:

:

:

N=O .

: :

Ou,

:

:

:

:

N. = O

Espécies radicais ou birradicais (espécies com um ou dois elétrons desemparelhados, respectivamente) Ex.: . CH 3

Apesar

dessas

exceções,

a

regra

do

octeto

é

surpreendentemente útil e explica satisfatoriamente o número

de ligações formadas em moléculas simples.

Química Geral I

Estruturas de ressonância 

Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis.

Exemplo: O3 (ozônio) :

:

O:

:

O

:

:

: :O

:O

O

O

:

:

: Exemplo: SO2 : S

O:

:

:

:

:O :

O:

:

:

: :O

S

Química Geral I

• A estrutura de Lewis sugere que as ligações enxofre-oxigênio do exemplo anterior sejam diferentes; uma sendo mais curta, e mais forte. • Evidências experimentais sugerem que as duas ligações enxofre oxigênio são idênticas.

• A estrutura eletrônica real do SO2 corresponde a uma estrutura intermediária entre a 1 e 2 e que tenha propriedades de ambas. • Essa estrutura é conhecida como híbrido de ressonância das estruturas contribuintes 1 e 2. • Outros exemplos: o benzeno, o íon carbonato, o íon nitrato... Química Geral I

A Carga Formal 

Possibilita encontrar a estrutura de Lewis de menor energia (menores cargas formais).



A carga formal é a carga que cada átomo teria se a ligação fosse perfeitamente covalente, com cada par de elétrons

sendo compartilhado igualmente entre os dois átomos ligados.

Carga formal = V – (L + ½ S) Expressão: V - é o número de elétrons de valência do átomo livre L - é o número de elétrons presentes nos pares isolados

S - é o número de elétrons compartilhado

Química Geral I



A carga formal representa o número de elétrons que um átomo ganha ou perde quando participa de uma ligação perfeitamente covalente com outros átomos.



Em síntese a carga formal é a diferença entre o número de elétrons de valência no átomo livre e o

número de elétrons que o átomo tem na molécula.

Química Geral I

Com relação as cargas formais em espécies covalentes, não

são

eletrostaticamente

favoráveis

as

estruturas

que

apresentarem: 1. Cargas iguais em átomos diferentes; 2. Cargas opostas em átomos não adjacentes; 3. Carga dupla em qualquer átomo; 4. Cargas em desacordo com as eletronegatividades relativas dos átomos; 5. Em princípio, uma espécie será tanto mais estável quanto maior for o número de ligações presentes; 6. Átomos com menos de oito elétrons de valência só são aceitáveis

nos casos muito especiais de não haver elétrons em números suficientes.

Química Geral I

Exemplo: Escreva as estruturas de ressonância para a molécula NO2F e identifique a(s) estrutura(s) dominante(s). -1

+2

+1

0

:

+1

:O

N

:

:

-1

O:

: F:

: 0

N

:

:F:

-1

:

O

+1

:

:

O

:

N

0

:

:O :

: 0

:

: :F:

O:

:

N

-1

:

:

:O

-1

-1

0

O:

:

:

: F: +1

É muito improvável que a menor energia será alcançada com uma carga positiva sobre o átomo de Flúor (regra 4) ou sobre o átomo de nitrogênio (regra 3); assim, as duas estruturas com ligação N = O deverão predominar na ressonância.

Química Geral I

Exemplo: 1. Sugira uma estrutura plausível para o gás venenoso fosfogênio, COCl2. Escreva a estrutura de Lewis e as cargas formais. 2. Um teste para a presença de íons ferro (III) em solução é a adição de tiocianato de potássio, KSCN, com formação de um composto que contém ferro e íon tiocianato, de cor

vermelho-sangue. Escreva três estruturas de Lewis com arranjos atômicos diferentes para o íon tiocianato e selecione a estrutura mais plausível, identificando a estrutura com cargas formais mais próximas de zero. Para simplificar, utilize somente estruturas com ligações duplas entre os átomos.

Formas espaciais moleculares • As formas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos • A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação • Considere o CCl4: verificamos que todos os ângulos de ligação Cl – C – Cl são de 109,5º • Consequentemente, a molécula não pode ser plana

• Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o Carbono no seu centro Química Geral I

Química Geral I

Existem cinco geometrias fundamentais para a forma

molecular:

Química Geral I

A Teoria de Sidgwick-Powell • Sugeriram que a geometria aproximada das moléculas poderia ser prevista utilizando-se o número de pares de

elétrons na camada de valência do átomo central, no caso de íons e moléculas contendo somente ligações simples.

• A camada externa contém um ou mais pares de elétrons, mas também pode apresentar pares não-compartilhados de elétrons (pares de elétrons isolados). • São considerados equivalentes pares de elétrons ligantes e isolados, uma vez que ambos ocupam algum lugar no espaço. Química Geral I

Teoria da Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPENV) • A estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de elétrons presentes na camada de valência. • Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares nãoligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes (aqueles

encontrados entre dois átomos). • Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de

TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes). • Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a

repulsão e- – e- . Química Geral I

Modelo RPENV • Para determinar o arranjo: - Desenhe a estrutura de Lewis; - Conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central; - Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias

acima para minimizar a repulsão e- – e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.

Modelo RPENV Esta teoria depende: 1. Dos tipos de elétrons presentes no átomo central ( ligantes ou não-ligantes); As repulsões ao redor do átomo central apresentam o seguinte ordenamento: Par isolado/par isolado ˃ par isolado/par ligante ˃ par ligante/par ligante

2. Dos tipos de ligações entre o átomo central e os ligantes ( Ligações simples, dupla ou tripla). 3. Da diferença de eletronegatividade entre o átomo central e os demais átomos;

EFEITO DOS PARES ISOLADOS Tabela 1: Efeito dos pares isolados sobre os ângulos de ligação.

Composto

Arranjo espacial

Nº de pares isolados 0

Ângulos da ligação

Tetraédrica

Nº de pares ligantes 4

CH4 NH3 H2O SF6 BrF5

Tetraédrica

3

1

107º

Tetraédrica

2

2

104,5º

Octaédrica

6

0

90º

Octaédrica

5

1

84º30’

109,5º

Química Geral I

Efeito dos pares isolados

• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. • Consequentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de elétrons não-ligantes aumenta. Química Geral I

Química Geral I

Efeito das ligações múltiplas Os elétrons das ligações múltiplas se repelem mais que os elétrons das ligações simples.

Química Geral I

EFEITO DA ELETRONEGATIVIDADE Tabela 2: Efeito da eletronegatividade sobre ângulos de ligação.

Composto

Arranjo espacial

Nº de pares isolados 1

Ângulos da ligação

Tetraédrica

Nº de pares ligantes 3

NH3 NF3 H2O F2O

Tetraédrica

3

1

102º30’

Tetraédrica

2

2

104,5º

Tetraédrica

6

0

102º

107º

Química Geral I

Moléculas com níveis de valência expandidos • Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 ( de bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos). • Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de

elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. • Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo

quatro pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. Química Geral I

Química Geral I

Moléculas com níveis de valência expandidos Para minimizar a repulsão e- – e-, os pares solitários são sempre colocados em posições equatoriais.

Bipiramidal trigonal

Octaédrico Química Geral I

Quais das estruturas abaixo para o ClF3 é a mais estável?

..

1)

F

2)

F

F

..

Cl

..

Cl

F

F

..

F

3)

F Cl

F

..

F Mais estável

Em geral, se existirem pares isolados numa bipirâmide trigonal eles se situarão em posições equatoriais ( no plano

do triângulo) e não nas posições apicais, uma vez que esse arranjo minimiza as forças repulsivas.

Química Geral I

Por que o íon triiodeto é linear ( ângulo de ligação de

180º) ? Formação do íon triiodeto: I 2 + I- → [ I – I ← I - ] I

..

.. I

I

Química Geral I

Apresente a estrutura mais estável para o SF4. F

..

F S

F F

Química Geral I

O XeF4 apresenta arranjo octaédrico com ângulos de ligação de exatamente iguais a 90º (arranjo quadrado planar). Como

explicar esse efeito, uma vez que o átomo central apresenta dois pares isolados?

Xe ..

.. .F.

Os pares isolados estão em posição trans um em relação ao outro.

..

..

.. F ..

..

.. F ..

..

..

.. F ..

Química Geral I

EXEMPLOS DA APLICAÇÃO DA TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA

Nas espécies à seguir, forneça a geometria e diga se as estruturas são regulares. 1.

BF3

2.

BF4 -

3.

PCl5 NO3XeOF4

4. 5.

Química Geral I

Formas espaciais de moléculas maiores • No ácido acético, CH3COOH, existem três átomos centrais. • Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central separadamente.

Química Geral I

Forma Molecular e Polaridade Molecular • Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação entre eles é polar • É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar • Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear Química Geral I

Química Geral I

Química Geral I

Química Geral I

Polaridade de Ligação e Eletronegatividade • Átomos diferentes ⇒ diferentes forças de atração dos e−. • Eletronegatividade χ“qui” (Pauling - 1930): medida da habilidade de um átomo numa molécula de atrair e− para si. • Caráteres iônico e covalente dependem de ∆χ:

> ∆χ ⇒ > > caráter iônico • Também a polaridade da molécula,

> ∆χ ⇒ > molécula mais polar

Química Geral I

Polaridade de Ligação e Eletronegatividade

Química Geral I

Polaridade da Ligação

Ligação

Ligação

Ligação

Covalente

Covalente

Iônica

Apolar

Polar

Elétrons

Um dos átomos

Grande diferença

igualmente

exerce maior

de

compartilhados

atração pelos

eletronegatividade

elétrons ligantes Momento de dipolo Química Geral I

Polaridade de Ligação e Eletronegatividade

Química Geral I

Polaridade de Ligação e Eletronegatividade

Química Geral I

Diferença de eletronegatividade ∆χ e polaridade das ligações

Substância

F2

HF

LiF

∆χ

0

1,9

3,0

Cov. Polar

Iônica

Tipo de ligação Cov. Apolar

Química Geral I

Momento de dipolo

H

µ

F

µ=e.d

SI – 1 Debye ( 1 C . m) Química Geral I

µ=e.d Duas cargas iguais e opostas de grandeza e, separadas pela distância d, constituem um dipolo e produzem um momento dipolar µ. e = 1,6 x 10-19 C d = 1 Ǻ = 10-10 m 1 Debye= 3,34 x 10-30 C.m µ = (1,6 x 10-19 C)(1 Ǻ )(10-10 m/1 Ǻ)( 1D/3,34 x10-30 C.m)= 4,79 D

Química Geral I

Comprimento de Ligação, Diferença de Eletronegatividade e Momento dipolar Composto

Comprimento de Ligação (Ǻ)

Diferença de eletronegatividade Momento de dipolo (∆χ) (D)

HF

0,92

1,9

1,82

HCl

1,27

0,9

1,08

HBr

1,41

0,7

0,82

HI

1,61

0,4

0,44 Química Geral I

Momentos Dipolares em Debyes

Química Geral I

Ligação Iônica x Ligação Covalente

Modelo Iônico

Modelo Covalente

Diferença de eletronegatividade Química Geral I

LIGAÇÃO E POLARIDADE MOLECULAR

LIGAÇÃO E POLARIDADE MOLECULAR

© Cengage Learning. Todos os direitos reservados.

MOMENTOS DIPOLARES E POLARIDADE MOLECULAR

© Cengage Learning. Todos os direitos reservados.

RELAÇÃO ENTRE GEOMETRIA MOLECULAR E MOMENTO DIPOLAR Fórmula

Geometria molecular

Momento dipolar

AX

Linear

Pode ser 0

AX2

Linear

Zero

Angular

Pode ser 0

Planar trigonal

Zero

Piramidal trigonal

Pode ser 0

Forma de T

Pode ser 0

Tetraédrica

Zero

Planar quadrada

Zero

Gangorra

Pode ser 0

Planar Trigonal

Zero

Planar quadrada

Pode ser 0

Octaédrica

Zero

AX3

AX4

AX5

AX6

EXEMPLOS FAÇA OS EXERCÍCIOS E COMPARTILHE COM UM COLEGA 

Preveja a geometria e polaridade 

A. polar (  0)



PCl3 versus BCl3



PCl5 versus SbCl52–



SF4 versus ICl4–



ClF3 versus XeF2



CCl4 versus SF6

B. Não polar ( = 0)

MAIS EXEMPLOS 

Preveja a geometria e a polaridade de:  XeF4  XeF3Cl  XeF2Cl2 

OSCl2

Polarizabilidade Cátion Polarizante

Distorção da Nuvem

Ânion Polarizável

Química Geral I

Forças das Ligações Covalentes • A estabilidade de uma molécula está relacionada

com a força das ligações covalentes que ela contém. • A força de uma ligação covalente entre dois

átomos é determinada pela energia necessária para quebrar a ligação (energia de dissociação). Quanto maior a energia de dissociação, mais forte é a ligação. Química Geral I

Energia →

Curva de Energia Potencial

Distância Internuclear

0 Ligação Fraca Ligação Forte

Maior a distância de ligação menor a energia de dissociação. Química Geral I

Ordem de Ligação

• É o número de pares de e− compartilhados entre dois átomos.

• Números inteiros: estruturas com ligações simples, duplas e triplas.

• Números fracionários: estruturas de ressonância.

Química Geral I

Comprimento (ou distância) de ligação • É a distância entre os núcleos dos 2 átomos ligados. • Depende do tamanho do átomo. • Depende da ordem de ligação (ex.: C − C > C = C > C ≡ C) (mais e−, maior atração dos núcleos). • Varia de acordo com a vizinhança ⇒ valores

aproximados. • Determinada experimentalmente.

Química Geral I

Comprimento (ou distância) de ligação

Química Geral I

Energia de Ligação É a variação de entalpia, ∆H, para a quebra de uma ligação em particular em um mol de substância gasosa.

:

(g)

2 . Cl :

(g)

:

:

:

Cl :

:

: : Cl

∆H = E (Cl – Cl) = 242 kJ Química Geral I

H .

H

C

H

(g)

H

. C . (g) + 4 .H (g) .

∆H = 1.660 kJ

Quatro ligações semelhantes no metano: calor de atomização é igual à soma das energias de ligação das quatro ligações C – H. Entalpia média da ligação C – H para o CH4: E (C – H) = (1.660 / 4) kJ/mol Química Geral I

Energia média de Dissociação

Química Geral I

Entalpias de reação

ΔHr = Σ ΔH° Obs: • As

entalpias

de

dissociação

são

valores

positivos. • As entalpias de formação são valores negativos. Química Geral I

Exemplo: Usando as energias médias de ligação, estime o valor de ΔHr° para a reação a 25 °C.

O H

C

H H

+

H2

H

Dados: Ligação H–H C–H

ΔH° (kJ/mol) 424 412

C–O C=O

360 743

O–H

463

C

O

H

H

Química Geral I

Efeito de repulsão eletrônica em ligações múltiplas

Química Geral I

Efeito de repulsão por pares isolados (H2 × F2)

Química Geral I

Efeito do tamanho dos átomos Aumento do raio impede a maior proximidade entre os núcleos e o par ligante.

⇒ menor energia de dissociação • Força dos ácidos: HF < HCl < HBr < HI

• Polaridade da ligação decresce no mesmo sentido (ou seja, deveríamos esperar efeito contrário na força dos ácidos). • Explicação está no enfraquecimento da ligação H-A. Química Geral I

Bons Estudos !