LIGAÇÃO QUÍMICALIGAÇÃO QUÍMICA• O que causa a formação de uma ligação Química ?

Surgem, então, os termos de energia potencial que descrevem a interação entre as partículas. Energia Potencial Repulsiva (entre partículas de mesma carga) Energia Potencial Atrativa (entre elétrons e núcleos)

12RZeZe

KE =

nerZe

KE−

−=2

Por que se forma uma ligação química??? A ligação química irá se formar se houver uma queda naenergia total do sistema, ou seja, há uma queda navariação da energia livre de Gibbs dos produtos emrelação aos reagentes. Esta queda de energia se deve aos termos de energiapotencial atrativos descritos anteriormente. Por exemplo,no caso da formação da molécula de H2 há uma quedade 436 kJ mol-1.

ESTRUTURAS DE LEWISESTRUTURAS DE LEWIS• Determine o átomo central da molécula, caso ela possua mais de dois átomos. (

Normalmente é o átomo em menor quantidade na fórmula do composto, exceto ohidrogênio)

• Conte todos os elétrons de valência dos átomos que participam da molécula. Nocaso da molécula ser catiônica diminua um elétron do átomo central, paramoléculas aniônicas acrescente um elétron a um dos átomos nas extremidades.

• Emparelhe os elétrons, disponha um par entre os átomos periféricos e o átomocentral de forma a completar o octeto do átomo central. Caso o átomo central nãocomplete o octeto ao formar ligações simples com os átomos da periferia atribuaquantas ligações duplas forem necessárias para que o átomo central complete oocteto.

• Distribua os elétrons restantes em pares ao redor dos outros átomos da perifieria.• Verifique se todos os átomos têm no mínimo 8 elétrons de valência, lembre-se

átomos que não são do 1o e 2o períodos podem ter mais de 8 elétrons de valência,especialmente se forem os átomos centrais.

ESTRUTURAS DE LEWISESTRUTURAS DE LEWISRESSONÂNCIARESSONÂNCIA

• Uma única molécula pode ter mais de uma estrutura deLewis satisfatória. Neste caso dizemos que a molécula têmfórmulas canônicas.

• A estrutura real do composto não é nenhuma das fórmulascanônicas e sim uma mistura de todas elas, a esta estruturamista chamamos híbrido de ressonância.

SOO

SO O

SOO

O OS

O O

OOS

OO

O OS

O

O O

OSO4

2-

SO2

ESTADO DE OXIDAÇÃOESTADO DE OXIDAÇÃO

• O número de oxidação (NOX) de um elemento na sua forma elementar ésempre zero. P4 : o P tem NOX = 0, O2: O tem NOX = 0, S8: S tem NOX = 0.

• O NOX de um íon simples é sempre a sua carga; Al3+ NOX=+3, I-: I tem NOX= -1.

• A soma de todos os NOX de todos os átomos em um composto neutro deve serigual a zero. Para um íon complexo a soma deve ser igual a carga do íon.

• EX.: íon hexafluorfosfato: PF6-1 então ( NOX do P + 6 x NOX do F) = -1

• Nos compostos o F têm estado de oxidação –1, quando os outros elementos dogrupo 7A aparecem isoladamente ou em íons complexos, desde que nãosejam os átomos centrais, o seu NOX é igual a -1.

• Elementos dos grupos representativos IA, IIA e IIIA geralmente têm cargaigual a +1, +2 e + 3 respectivamente.

• O oxigênio geralmente têm NOX –2, mas pode ter NOX –1 em peróxidoscomo o H2O2, peróxido de hidrogênio, e NaO, peróxido de sódio.

• O hidrogênio geralmente tem NOX = +1, exceto nos hidretos de metais, porexemplo NaH, onde possui NOX = -1.

CARGA FORMALCARGA FORMAL• Método 1:

– Conte o número de elétrons de valência de cada átomo antes de participar docomposto ( N1), conte o número de elétrons de valência depois de formar ocomposto supondo igual compartilhamento de elétrons das ligações (N2).

– A carga formal sobre o átomo será N1-N2

• Método 2:– Conte N1, conte o número de elétrons de valência ao redor do átomo após

formar o composto supondo que o átomo mais eletronegativo fica com o parde elétrons da ligação (N3).

– A carga formal será N1-N3.• Método de Allen ( Prof. Leland Allen da Princeton University )

– Carga formal = CF; Grupo da tabela periódica ao qual o átomo pertence =GTP; número de elétrons em pares não ligantes (NENL), χi =eletronegatividade de Pauling do átomo i; número de elétrons que fazem parteda ligação entre o átomo i e o átomo j = NL

ijji

i xNLNENLGTPCF ∑

+−−=

χχχ

CARGA FORMAL

H

HO

Exemplo de Cálculo

χχH = 2.1

χχC = 2.5

χχO = 3.5

Eletronegatividade e Polaridadede Ligação

χχA- χχB0.1 0.3 0.5 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.1 2.3 2.5 2.7 2.9 3.1 3.3

% ion ic char act er 0.5 2 6 12 19 26 34 43 51 59 67 74 79 84 88 9192

Polaridade de LigaçõesPolaridade de LigaçõesQuímicasQuímicas

GEOMETRIA MOLECULAR

TEORIA DA REPULSÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIATRPEV

Em 1957, o químico Ronald J. Gillepsie (1924-,Inglaterra) desenvolveu uma teoria que podeajudar na previsão da geometria molecularatravés da TRPEV.

bilbo.edu.uy/~dec/ecampos/catedra_inorganica/ general1/geometria/tapa.htmlwww.chemistry.mcmaster.ca/extracts/ extracts99/ronald_gillespie/

Para se detrminar a geometria de um composto devem se seguir os seguintes passos:• A partir da fórmula química determinar a estrutura de Lewis• Classificar os pares de elétrons em torno do átomo central em ligantes e não-ligantes• Contar o número de pares de elétrons ligantes ao redor do átomo centralc.1. Cada dupla e tripla ligação na TRPEV conta como um único par.• Utilizando a tabela na transparência seguinte é possível determinar a geometria

molecular com razoável confiança.Esta Tabela é confeccionada baseando-se na minimização da energia da molécula pela

minimização das repulsões entre os pares de elétrons, sendo que, repulsões queelvolvam ao menos um par de elétrons não ligante são mais fortes.

PF5

SCl4

IF3

XeF2

[CoCl6]4-; PF6-

IF5-

XeF4, ICl4-

Bipirâmide trigonal ouPirâmide de BasequadradaGangorraForma TLinear

OctaédricaPirâmide de basequadrada

Quadrangular ouquadrado plano

5

432

65

4

0

123

01

2

5

6

CH4, RSO32-

NH3, PH3

H2S, H2O

TetraédricaPiramidalAngular

432

012

4

BCl3; CH3+,

NOCl, SO2

TrigonalAngular

32

01

33

BeCl2;CO2Linear202

ExemploGeometriaMolecular

# Pares de elétronsligantes em torno doátomo central

# Pares de elétronsñ-ligantes em tornodo átomo central

# total de Pares deelétrons Ligantes emtorno do átomocentral

Geometria Molecular

Molécula de amônia: 4 pares de elétrons ao redor do N, 1 parnão ligante resultando em uma geometria piramidal.

www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C1/

bilbo.edu.uy/~dec/ecampos/catedra_inorganica/ general1/geometria/tapa.htmlwww.chemistry.mcmaster.ca/extracts/ extracts99/ronald_gillespie/

Geometria Molecular

Geometria Molecular

BF

F

F

N

ClO

Geometria Molecular

I3-

Geometria Molecular

Glicina (Gly)

Geometria Molecular

Coroneno

Benzeno Naftaleno

GEOMETRIA MOLECULAR

C60- Buckyminsterfulureno

Momento de Dipolo da Ligação

( )CmxD

rqD BA

3010336,31

.)(−

−

=

== χχµ

Aqui estamos representando apenas a parte escalar de µµ.Para o HCl temos q= e= 1,60.10-19C e r=1,36.10-10m

Então µµ=2.18.10-29 C.m=6,54DMas o valor experimental é de 1,03D; então a separação de carga

não é completa e a ligação não é totalmente iônica.

HIBRIDIZAÇÃOHIBRIDIZAÇÃOee

LIGAÇÃO QUÍMICA LOCALIZADALIGAÇÃO QUÍMICA LOCALIZADA

• Rigorosamente é uma forma de combinar as funções deonda eletrônicas(ψ) para induzir uma determinadageometria molecular.

• Desta forma o número de funções de onda eletrônicasoriginais é o mesmo número de funções de ondahibridizadas (Φ).

• Por exemplo para o BeH2, sabemos que a geometria damolécula é linear. Desta forma poderíamos gerar orbitaishíbridos das ψ2pz e ψ2s da seguinte forma:

• ψ2s + ψ2pz = Φsp1 e

• ψ2s - ψ2pz = Φsp2