CAPÍTULO 8 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA Daniely da Silva Machado – 16899

CAPÍTULO 8CAPÍTULO 8 CONCEITOS CONCEITOS BÁSICOS DE BÁSICOS DE

LIGAÇÃO QUÍMICALIGAÇÃO QUÍMICA

Daniely da Silva Machado – 16899

INTRODUÇÃOINTRODUÇÃO Ligações químicas, símbolos de Lewis e a

regra do octeto

Ligação iônica

Ligação covalente

Polaridade da ligação e eletronegatividade

Desenhando estruturas de Lewis

Estruturas de ressonância

Exceções à regra do octeto

Forças das ligações covalentes

LIGAÇÕES QUÍMICAS, SÍMBOLOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS, SÍMBOLOS DE LEWIS E A REGRA DO OCTETO LEWIS E A REGRA DO OCTETO

Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.

Existem três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.

Notação de Lewis: para o entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons de valência de um átomo, representam-se os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.

Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência;

Todos os gases nobres, com exceção do He, satisfazem à regra do octeto, ou seja têm uma configuração s2p6;

Existem exceções a esta regra, como o alumínio que se estabiliza com 6 elétrons na camada de valência;

LIGAÇÃO IÔNICALIGAÇÃO IÔNICA

Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários;

Transferência de elétrons de um metal para um não-metal ou hidrogênio;

Considere como exemplo a ligação entre sódio metálico e cloro gasoso:

Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) Hºf = – 410,9 kJ

Figura 1 - Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Cada um dos íons de Na+ é envolto por seis íons Cle cada um dos íons de Cl é envolto por seis

íons Na+

dQQ

El21

Íons dos 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 de metais de transição: quase sempre não formam íons com configuração de gás nobre;

Íons poliatômicos: Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, SO4

2, NO3.

LIGAÇÃO COVALENTELIGAÇÃO COVALENTE

Átomos adquirem uma configuração eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos;

Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação covalente;

A molécula de hidrogênio, H2, fornece o exemplo mais simples possível;

Figura 2 – Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio

Estruturas de Lewis: as ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos, onde cada par de elétrons compartilhado é representado por um traço:

Ligações múltiplas: é possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos:→ Um par = ligação simples ( );→ Dois pares = ligação dupla ( );→ Três pares = ligação tripla ( );

POLARIDADE DA LIGAÇÃO E POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVDADEELETRONEGATIVDADE

O conceito de polaridades de ligação descreve o compartilhamento de elétrons entre os átomos;

Ligação covalente polar: um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro;

Ligação covalente apolar: os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos;

Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa molécula .

Em geral, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período e diminui ao descermos em um grupo.

Linus Pauling desenvolveu uma escala de eletronegatividades, que vai de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

Figura 3 – Eletronegatividades dos elementos

A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação entre eles. Em geral, diferenças próximas a:

0 resultam em ligações covalentes apolares (F2);

2 resultam em ligações covalentes polares (HF);

3 resultam em ligações iônicas (LiF);

Quanto maior a diferença eletronegativa entre os átomos, mais polares serão suas ligações;

Quando duas cargas de mesma magnitude mas de sinais contrários são separados por uma distância (r), estabelece-se um dipolo;

Momento de dipolo (µ) : medida quantitativa da magnitude de um dipolo:

µ = Q.r

Geralmente expresso em Debye (D), que é o igual a 3,34 10-30 coloumb metro (Cm)

DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS

Estrutura de Lewis para o tricloreto de fósforo, PCl3

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos:

P = 5 elétrons de valência;Cl = 7 elétrons de valência;

5 + (3 x 7) = 26

DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples:

Cl P Cl Cl

DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples;

3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central:

Cl P Cl Cl

DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples;

3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central;

4. Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central (ou tente ligações múltiplas):

Cl P Cl

Carga formal: carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade;

CF = (nº de elétrons de valência do átomo) – (nº elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis);

Cargas formais não representam cargas reais nos átomos;

Usada para determinar qual estrutura de Lewis é mais estável;

ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIAESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA

Encontradas em moléculas e íons nos quais o arranjo dos átomos não é representado por uma única estrutura de Lewis;

Exemplo: no ozônio, têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário;

A ressonância é um conceito importante ao descrever as ligações em moléculas orgânicas, particularmente nas moléculas aromáticas;

EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETOEXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO

Existem três classes de exceções à regra do octeto envolvendo ligações covalentes:

moléculas com número ímpar de elétrons (NO);

moléculas nas quais um átomo tem menos do que um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons (BF3);

moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto (PCl5);

FORÇAS DAS LIGAÇÕES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTESCOVALENTES

Energia de ligação: variação de entalpia para a quebra de certa ligação em um mol de substância gasosa (sempre positiva);

As forças das ligações covalentes aumentam com o número de pares de elétrons compartilhados;

Entalpia de reação: soma das entalpias de ligações quebradas, menos a soma das entalpias das ligações formadas;

Comprimento de ligação: definido como a distância entre os núcleos dos átomos envolvidos;

Em geral, à proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se mais curta e forte;

Importante: as entalpias são derivadas para moléculas gasosas e são muitas vezes valores médios.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICASREFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição

http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/7344/1880154.cw/index.html

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/orgintro/resonan.htm

http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm