Conceitos Básicos de Ligações Conceitos Básicos de Ligações QuímicasQuímicas

Prof. Élcio Rogério BarrakProf. Élcio Rogério Barrak

Engenharia AmbientalEngenharia Ambiental

Rodolfo Mendes de Lima – 14307Rodolfo Mendes de Lima – 14307

Luciano José da Silva – 14304Luciano José da Silva – 14304

A regra do octetoOs átomos freqüentemente ganham, Os átomos freqüentemente ganham,

perdem ou compartilham seus elétrons para perdem ou compartilham seus elétrons para atingir a configuração eletrônica de gás nobre atingir a configuração eletrônica de gás nobre mais próxima deles na tabela periódica.mais próxima deles na tabela periódica.

Existem mais exceções do que a regra, Existem mais exceções do que a regra, mas ela é útil para explicar importantes mas ela é útil para explicar importantes conceitos de ligação.conceitos de ligação.

Símbolos de LewisÉ uma maneira simples de mostrar

os elétrons da camada de valência, que são os envolvidos em ligações químicas.

Exemplo:

Configuração eletrônica de íons representativos

Ligação iônica

É oriunda de forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários.

Entre átomos ocorre com um metal (cátion) e um ametal (ânion). Mas o hidrogênio também pode ser o cátion ou o ânion.

Os íons são arranjados em uma rede tridimensional regular.

Energia de rede

É a energia necessária para separar

completamente um mol de um composto sólido iônico em íons

gasosos.

Eel=Ho

f [NaCl(s)] = Hof [Na(g)] + Ho

f

[Cl(g)] +I1 (Na) + E(Cl) - Hrede

Hrede = 108 kJ + 122 kJ + 496 kJ – 349 kJ + 411 kJ = 788 kJ

Ciclo de Born-Haber:

Ligação covalenteResulta do compartilhamento de elétrons entre átomos.

Densidade eletrônica da molécula de hidrogênio

Estruturas de LewisPodemos representar a distribuição

eletrônica das moléculas usando essa estrutura

H• + •H H H

H H

Ligações múltiplas

N N N N N N 1,47Å 1,24Å 1,10Å

Quanto maior o número de pares de elétrons compartilhados menor a distância entre os

átomos.

Polaridade da ligação e eletronegatividade

Ligação Apolar – Os elétrons são igualmente compartilhados entre os dois átomos.

Ligação Polar – Um dos átomos exerce maior atração sobre os elétrons compartilhados.

COVALENTE IÔNICA

0 1,7 3,3

Momentos de dipoloQuando cargas de igual magnitude e sinais

opostos são separadas por uma distância r, um dipolo é produzido.

A intensidade do dipolo é dada por:

= Q · rMolécula apolar: O centro das cargas positivas

coincide com o centro das cargas negativas. ( = 0)Molécula polar: O centro das cargas positivas

não coincide com o centro das cargas negativas. ( 0)

Desenhando estruturas de Lewis

5 + (3 x 7) = 26 e-

Carga formalÉ a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons

ligantes estivessem igualmente compartilhados.Calcula-se da seguinte maneira:

- Atribui-se todos os elétrons não compartilhados ao próprio átomo no qual os elétrons estão localizados.

- Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo da ligação.

- A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis.

- Exemplo: Carga carbono = 4 - 5 = -1 Carga nitrogênio = 5 – 5 = 0

Utilidade da carga formal

Decisão de qual estrutura de Lewis será mais razoável para determinado composto.

Exemplo:

e- de valência: 6 4 6 6 4 6

- (e- atribuídos ao átomo): 6 4 6 7 4 5

Carga formal: 0 0 0 -1 0 +1

Cargas parciais reais

Podemos calcular a carga parcial de um átomo em uma molécula utilizando o conceito de

eletronegatividade.

Exemplo: HClCl: 3,0/(3,0 + 2,1) = 0,59 H: 2,1/(3,0 + 2,1) = 0,41. 0,59 x 2 e = 1,18 e ou 0,18 e a mais que a

carga do Cl neutro. A medida experimental da carga parcial do

cloro e do hidrogênio no HCl é: |0,178|

Estruturas de ressonância

Algumas moléculas não podem ser representadas por uma única estrutura de Lewis.

Na estrutura real do ozônio as duas ligações têm o mesmo comprimento, contrariamente às estruturas acima. A dupla ligação é menor que a simples. Uma maneira de representar o ozônio é colocar uma seta de duas cabeças entre as estruturas, indicando que a forma real é uma combinação das duas.

Ressonância do benzeno

Ligação simples C C têm comprimento = 1,54Å

Ligação dupla C C têm comprimento = 1,34Å

Ligação real entre os carbonos do benzeno é 1,40Å

Exceções à regra do octeto

Número ímpar de elétrons: Quando o número de elétrons de valência de uma molécula é ímpar o completo emparelhamento é impossível.

As estruturas mais importantes para a molécula de NO.

Deficiência de elétrons: Falta de elétrons de valência em átomo de certa molécula ou íon poliatômico.

Exemplo: Trifluoreto de boro, BF3

Expansão do octeto: Essa expansão é observada apenas para elementos do terceiro período em diante, pois possuem orbitais vazios para acomodar mais de oito elétrons na última camada.

Exemplos: PCl5, SF4, AsF6 ...

Forças das ligações covalentesA força de uma ligação covalente é determinada pela

energia necessária para quebrá-la. A energia de ligação é a variação de entalpia para a quebra de uma ligação em particular em um mol de substância gasosa.

H = E(Cl Cl) = 242 kJ

Para ligações que ocorrem apenas em moléculas poliatômicas devemos usar as energias médias de ligação. H =1660 kJ E(C H) = 415 kJ

Entalpias de ligação e entalpias de reação

É possível calcular a variação de entalpia de uma reação utilizando as energias de ligação.Hr = (entalpia das ligações rompidas) –

(entalpia das ligações formadas).

H CH3 + Cl Cl Cl CH3 + H Cl

Hr = [E(C H) + E(Cl Cl)] – [E(C Cl) + E(H Cl)]

= (413 kJ + 242 kJ) – (328 kJ + 431 kJ) = - 104 kJ

Entalpia de ligação e comprimento de ligação

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

C C C C C C 1,54 Å 1,34 Å 1,20 Å

Referências Bibliográfica

Princípios de Química – Masterton

Química: a ciência central – Brown