Upload
others
View
1
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
Ligação Química
É necessário compreender (prever) as ligações químicas, se quisermos
entender as propriedades químicas e físicas de elementos e compostos.
- Os elétrons mais fracamente ligados ao átomo podem tomar parte na
formação de ligações químicas.
As ligações químicas se formam, porque os átomos tendem a alcançar o
estado mais baixo de energia ( i.é., o arranjo mais favorável possível)
Qual o motivo de O = C = O ser linear e H2O angular?
Explicações:
Elétrons de Valência :
São aqueles que ocupam a camada mais externa dos
átomos e são fracamente ligados. Portanto, são os que
efetivamente participam das ligações entre átomos
formando moléculas. As camadas s e p são
encontradas nos elementos mais simples (parte dos
grupos 1A até 8A; as dos elementos de transição são ns
e (n-1)d.
A interação de dois átomos origina:
a) repulsão de elétrons (mesma carga); os
núcleos também;
b) os núcleos e elétrons de átomos vizinhos se
atraem; se a força atrativa é maior que a
repulsiva uma ligação é formada (tendendo a
conformação de gás nobre, camadas completas
com elétrons). Isto resulta num
compartilhamento de elétrons, i.é., a ligação
covalente.
uma ligação simples compartilha um par de
elétrons.;
uma ligação dupla compartilha dois pares de
elétrons;
uma ligação tripla compartilha três pares de
elétrons entre dois átomos.
Classificação das ligações:
Covalentes : p/ os não-metais (etano, eteno,
acetileno);
Intermediária? } e/ou elétrons de ligação
compartilhados covalentemente, mas
transferidos de um átomo a
outro como uma ligação iônica.
Iônicas;
Metálicas;
Covalentes : explicadas por estruturas de Lewis:
pontos representam os elétrons
de valência em torno do simbolo do átomo
(orbitais s, px, py, pz );
cada posição pode conter 1 ou 2 pontos , dependendo
do n.o de elétrons no orbital.
.. .. .. H H
:I – Cl: :O – H \ /
.. .. | C = C
H / \
H H
: par isolado;
/ par de e- compartilhados Obs.: veja adiante as possíveis ligações de determinados átomos.
estruturas de Lewis: Obedece a regra do octeto: no máximo 8 e- de valência
são acomodados.
estruturas de ressonância;
Compostos deficientes em elétrons: exceção da regra do octeto.
B e Al compartilham 3 pares de e- :
BF3
Radicais livres ( n.o de elétrons de valência ímpar )
NO ( 11 elétrons ) NO2 (17 elétrons) devido a essa vacância são reativos!
Teoria VSEPR :
permite prever a forma da ligação covalente e da
iônica.
As repulsões entre os pares de elétrons de valência de
um átomo controlam os ângulos entre ligações deste
átomo com outros átomos que o rodeiam.
Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) : ângulo
de ligação, e- de pares não ligantes e ligantes, dão a
forma esperada para o tipo de ligação:
No de pares geometria par-elétron ângulo de ligação (graus)
2 linear 180
3 trigonal planar 120
4 tetraédrico 109,5
5 trigonal piramidal 90 e 120
6 octaédrico 90
Como determinar a forma da molécula?
Como determinar a forma da molécula?
Pelo n.o total de pares de e- isolados e ligações associadas com o
átomo central.
a) desenhe a estrutura de Lewis.
b) determine o n.o total de ligações + os pares de e- isolados ao
redor do átomo central ( o menos eletronegativo, exceto H).
(ligações múlplicas são consideradas como simples)
c) escolha a geometria apropriada ao par-elétron.
d) determine os ângulos de ligação a partir da geometria. Pares
isolados ocupam um volume ligeiramente maior do que pares de
uma ligação, induzindo a forma da molécula.
Ex.:
n.o de pares isolados n.o de átomos ligados
no átomo central ao átomo central
2 3 4
0 CO2 BF3 SiCl4
1 - O3 NH3
2 - - H2O
A Polaridade da Molécula:
a carga parcial negativa , -, é representada no lado da
molécula com maior densidade de e- ,
enquanto que a outra parte é + .
simbolizada por com unidades em D (Debey)
Ex.:
molécula (D) geometria
HF 1,78 linear
HBr 0,79 linear
NF3 0,23 pirâmide trigonal
H2S 0,95 angular
CO2 0 linear
CH4 0 tetraédrica
CH3Cl 1,92 tetraédrica
Na maioria do casos, moléculas totalmente simétrica são não-polar; e quase
todas moléculas assimétricas com elementos diferentes são polar.
1,2 dicloroeteno C2 H2 Cl2 ( cis- e trans-), qual a polaridade?
..
Em H ↤ F : O ↦ C ↤ O
.. - + -
+ -
A partir da teoria VSEPR, podemos prever a forma da
molécula, mas nada sabemos a respeito de suas
propriedades e como são formadas! Duas teorias
procuram ser úteis nesta explicação: a) ligação de
valência, LV, e b) dos orbitais moleculares, OM.
Teoria da ligação de valência, LV:
- Explica a estrutura de moléculas com ligações
covalentes (não-metais) e as propriedades no estado
mais baixo de energia (estado eletrônico fundamental); a
VSEPR faz parte da teoria LV:
as ligações sigma e pi:
- Ocorre uma sobreposição de orbitais “overlap” e os dois
elétrons são compartilhados, criando uma forma no espaço, entre os
dois átomos; um máximo de dois elétrons de spins contrários
ocupam esses orbitais: atração núcleo – elétron; repulsão núcleo –
núcleo e repulsão elétron – elétron.
ligações sigma, :
a H2 : advém de um H com orbital 1 s e outro H com outro orbital
1 s
- não tem plano nodal;
todas as ligações covalentes simples são ligações ;
pares de elétron isolados são localizados em um átomo
particular;
orbitais representados por esferas.
ligações pi, :
N2 : cada N têm três orbitais 2p , logo são possíveis uma
ligação e 2 (os orbitais 2px e 2py) perpendiculares ao
eixo internuclear com sobreposição lado-a-lado.
apresenta plano nodal;
orbitais representados por lóbolos.
Geral:
-uma ligação simples é uma ligação .
- uma ligação dupla é uma ligação mais uma .
- uma ligação tripla é uma ligação mais duas .
Hibridização dos orbitais:
Como interpretar as ligações de CH4 ?
Observando os orbitais atômicos de C:
2p 2p 2p
orbitais sp3 híbridos
2s
neste caso um elétron do orbital 2s foi promovido para um
orbital p (pois os níveis de energia são muito próximos). Isto
explica a ligação de 4 átomos de H ao átomo de C, 4 ligações
sigma.
Esquemas de hibridização:
n.o de orbitais n.o de orbitais
atômicos arranjo tipo de híbridos ao
combinados eletrônico hibridização redor do
átomo central
__________________________________________
2 linear sp 2
3 trigonal planar sp2 3
4 tetraédrica sp3 4
5 bipirâmide trigonal sp3d 5
6 octaédrica sp3d2 6
__________________________________________
Ligações múltiplas são formadas quando um átomo forma
uma ligação com o uso de um orbital híbrido e uma ou
mais ligações com o emprego de orbitais p não-
hibridizados. Ao mesmo tempo a sobreposição lado-a-
lado que forma a ligação torna a molécula resistente a
possíveis rotações.
Quais orbitais híbridos são usados para ligar cada átomo
de carbono e oxigênio no álcool alílico (2-propeno-1-ol) ?