Ligacoes quimicas

QUÍMICAQUÍMICA

Ligações químicas

QUÍMICA GERALQUÍMICA GERAL

É a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.

Ligações químicasLigações químicas

• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre

dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-

metálicos.

• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal

para um não-metal.

• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros

unidos.

• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos

elétrons em um átomo, representamos os elétrons de valência

como pontos ao redor do símbolo do elemento.

• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.

• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um

quadrado ao redor do símbolo do elemento.

símbolos de Lewissímbolos de Lewis

Ligação iônicaLigação iônica

Exercícios

1. Escreva as configurações eletrônicas e o símbolo de Lewis para os seguintes átomos e íons: a) 20Ca; b) 15P; c) 10Ne; d) 9F- e e) 11Na+.

• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração

s2p6.

• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou

compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons

de valência (4 pares de elétrons).

Exemplo: Na (Z=11) e F (Z=9)

• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

Regra do octetoRegra do octeto

• É formada quando um átomo possui uma energia de ionização baixa e outro apresenta um afinidade eletrônica alta, ou seja, resulta da transferência de elétrons entre metais e não-metais.

• Considere a reação entre o sódio e o cloro:Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) Hºf = - 410,9 kJ



arranjo regular de Na+ e Cl em 3D.

Energias envolvidas na formação da ligação iônica

• Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização do sólido iônico é dada pela energia de rede

• Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.

NaCl(s) Na+(g) + Cl(g) (H = +788 kJ/mol).

• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:

é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a

distância entre seus centros.

dQQ

El21


Energias envolvidas na formação da ligação iônica

• A energia de rede aumenta à medida que:

• As cargas nos íons aumentam

• A distância entre os íons diminui

• Exemplo: Ordenar os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: LiF, LiCl e LiI e CaO.*


1. Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsI, MgO e SrO.

Exercitando


Praticando:Determine a fórmula química do composto iônico formado entre os seguintes pares de elementos:

(a) 13Al e 9F; (b) 19K e 16S; (c) 39Y e 8O; (d) 12Mg e 7N


A ligação Covalente resulta do compartilhamento de elétrons

entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-

metálicos.

• Exemplos de compostos covalentes:

• Gases na atmosfera (O2, N2, H2O e CO2)

• Combustíveis comuns (CH4)

• Íons comuns (CO32-, CN-, NH4

+, NO3- e PO4

3-)

Ligação covalenteLigação covalente

• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.

• Por exemplo: H + H H2 tem elétrons em uma linha conectando

os dois núcleos de H.


Para que a molécula H2 exista como entidade estável, as forças atrativas devem exceder as forças repulsivas.

• Os dois núcleos

carregados positivamente

repelem-se mutuamente,

assim como os dois elétrons

carregados negativamente.

Estruturas de Lewis• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de

Lewis dos elementos:

• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

Cl + Cl Cl Cl

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

H


Ligações múltiplas

• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre

dois átomos (ligações múltiplas):

• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);

• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);

• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).

• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida

que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

H H O O N N


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

• Para um ânion, adicione um elétron para cada carga negativa.

• Para um cátion, subtraia um elétron para cada carga positiva

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão

ligados entre si e una-os com uma ligação simples.

OBS: O átomo central, em uma molécula ou íon, é normalmente

escrito primeiro, como ex. CO2- e SF4 e é geralmente o menos

eletronegativo.

• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.

• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.

• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto,

tente ligações múltiplas.

Desenhando as estruturas de LewisDesenhando as estruturas de Lewis

Desenhe a estrutura de Lewis para os seguintes compostos:

a) CH4 b) NH4+ c) SF2 d) SO2

e) CO2 f)ClO3- g) SO3

2-

h) H2SO4 ( o H está ligado a O)

Exercitando

• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados, mas

nem sempre esse compartilhamento é igual entre os átomos.

• A polaridade da ligação ajuda a descrever o compartilhamento de

elétrons entre os átomos, temos:

Ligação covalente apolar – Os elétrons estão igualmente

compartilhados entre dois átomos.

Ex: Cl2, N2, ou seja, átomos idênticos

Ligação covalente polar – Um dos átomos exerce maior

atração pelos elétrons ligantes que o outro.

Ex: HF

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade

• Usamos a grandeza chamada eletronegatividade para estimar se

determinada ligação será covalente apolar, covalente polar ou

iônica.

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

• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

• A eletronegatividade na tabela periódica aumenta:

• ao logo de um período e

• ao subir em um grupo.



• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em

ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);

• Ex: F2 4 – 4 = 0

• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);

• Ex: HF 4 – 2,1 = 1,9• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em

ligações iônicas (transferência de elétrons).• Ex: LiF 4 – 1 = 3


• No HF, ligação covalente polar, o flúor, mais eletronegativo, atrai a densidade eletrônica (os elétrons), deixando uma carga parcial positiva no átomo de hidrogênio e uma carga parcial negativa no átomo de flúor.

• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por + (delta mais) e o polo negativo por - (delta menos.


+ -

Carga formal

• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-

se a regra do octeto para todos os átomos.

• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga

formal.

• A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula

se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.

Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas de Lewisde Lewis

Carga formal• Para calcular a carga formal:

• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.

• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação.

• A carga formal é:

Carga formal = (elétrons de valência)átomo isolado – (elétrons de valência)átomo ligado


Carga formal• Considere:

• Para o C:

• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).

• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.

• Carga formal: 4 - 5 = -1.

C N


Carga formal • Considere:

• Para o N:• Existem 5 elétrons de valência.• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação

tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.• Carga formal = 5 - 5 = 0.

• Escrevemos:

C N

C N


Carga formal• A soma das cargas formais dos átomos de uma molécula é igual a

zero, e a de um íon, igual à carga do íon.

Exemplos 1: CO2, ClO4-, NO+

Exemplos 2: Três estruturas são possíveis para o íon tiocianato, NCS-, são:

(a) Determine as cargas formais dos átomos em cada uma das estruturas. (b) Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial?


Estruturas de ressonância• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de

Lewis.• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter

estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.

• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).

O

OO


Estruturas de ressonância


Estruturas de ressonância• A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter

intermediário. A estrutura do ozônio é melhor representada assim:

O

OO

O

OO


Ressonância no benzeno• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel

hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio.

• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.

• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento.

• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.


Ressonância no benzeno• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal

forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e

os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel:

• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas

chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).


• Existem três classes de exceções à regra do octeto:

1. moléculas com número ímpar de elétrons;

2. moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja,

moléculas deficientes em elétrons;

3. moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja,

moléculas com expansão de octeto.

Número ímpar de elétrons

• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm

um número ímpar de elétrons.

N O N O

Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto

Deficiência em elétrons

• Relativamente raro.

• As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos

dos Grupos 1A, 2A, e 3A.

• O exemplo mais típico é o BF3

• As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F

são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de

elétrons.


Expansão do octeto

• Esta é a maior classe de exceções.

• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um

octeto.

• Os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem

de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.

• Ex: SiF5-, SF4 e SF6


• A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação:

Cl2(g) 2Cl(g) H = 242 kJ

• Quando mais de uma ligação é quebrada:

CH4(g) C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ

• A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização:

D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ

Forças das ligações Forças das ligações covalentescovalentes

Documents

Ligacoes quimicas