QUI109 – QUÍMICA GERAL(Ciências Biológicas)

8ª aula / 2016-2

(disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim)

Prof. Mauricio X. Coutrim

A LIGAÇÃO COVALENTE É BASEADA NO

COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS

Ex. A MOLÉCULA DE H2

LIGAÇÃO COVALENTE

Cl

1s 2s 2p 3s 3p

Cl (Z=17) :

CAMADA DE VALÊNCIA n=3

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LIGAÇÃO COVALENTEEstrutura de Lewis: Representa os elétrons da camada de valência dos átomos compartilhados. P. ex., Cl2, HCl e H2S.Os átomos tendem a obedecer a regra do octeto!

Cl

1s 2s 2p 3s 3p

Cl (Z=17) :

CAMADA DE VALÊNCIA n=3

3

Cl * * Cl ; Cl – Cl; Cl2** **

** ****

**

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LIGAÇÃO COVALENTEEstruturas de Ressonância: Às vezes são necessárias mais de uma estrutura de Lewis para representar a espécie (ressonância). P. ex., NO3

-, CO32- e O3 (ozônio).

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CARGA FORMALé’s valência do átomo livre menos

é’s livres e compartilhados no átomo ligado!

Nesse caso: 6 – (6 + 1) = -1

Ressonância no CO2

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LIGAÇÃO COVALENTECamada de Valência Expandida: Átomos que possuem orbitais d vazios podem fazer ligações covalentes com mais de 8 elétrons (expandem a camada de valência com orbitais d). P. ex., PCl5 [PCl3 (regra do octeto)], SF4, XeF4.

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LIGAÇÃO COVALENTELigação Covalente Coordenada: Ocorre quando ambos os elétrons de uma ligação covalente são proveniente de um dos átomos da ligação. P. ex., NH3BF3.

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Ácido de Lewis: É uma espécie receptora de par de elétrons.Base de Lewis: É uma espécie doadora de par de elétrons.

Ácido de Lewis

Base de Lewis

A forma do orbital ‘s’

(esfera representa a região

com 90% de certeza de se

encontrar o elétronRepresentação das formas dos orbitais ‘p’

Representação das formas dos orbitais ‘d’

LIGAÇÃO COVALENTE / orbitais atômicos

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LIGAÇÃO COVALENTE

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A LIGAÇÃO s NO H – H (H2)

H (Z = 1): 1s1

Orbitais moleculares são formados a partir de orbitais atômicos!

A energia de um elétron em um átomo da ligação depende dos demais elétrons desse átomo e do(s) elétron(s) do(s) outro(s) átomo(s).

Exemplo mais simples: orbital s na molécula H2.

A LIGAÇÃO s NO H – F (HF)

LIGAÇÃO s = encontro frontal de orbitais

A LIGAÇÃO s NO F – F (F2)

F (Z = 9): 1s2; 2s2; 2p5.

LIGAÇÃO COVALENTE

A LIGAÇÃO p (encontro lateral de orbitais)

A MOLÉCULA DE N2 (NN, ligação tripla)

(a) Duas ligações p e uma

ligação s, separadas

(b) Os orbitais s e pmostrados juntos

LIGAÇÃO COVALENTE

FORÇA DE LIGAÇÃO ENERGIA DE LIGAÇÃO = ENTALPIA DE LIGAÇÃO

LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÃO COVALENTE

Modelo da Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência - RPENV (VSEPR: valence-shell electron-pair repulsion model):

Os pares de elétrons ligantes e os não ligantes tendem ao máximo distanciamento (repulsão de cargas elétricas).O modelo explica a forma da molécula (geometria). P. ex., CO2 e H2O.

GEOMETRIA MOLECULAR / TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

Como ocorre a repulsão dos pares de elétrons (ligantes e não ligantes)

AS DIVERSAS FORMAS GEOMÉTRICAS DAS MOLÉCULAS

LIGAÇÃO COVALENTE

Exemplos de moléculas

SF4 PCl5BrF5

LIGAÇÃO COVALENTEA GEOMETRIA DA MOLÉCULA / POLARIDADE

Formas geométricas apolares (5 formas principais):

Observar que o átomo central é a base do modelo!

LIGAÇÃO COVALENTEA GEOMETRIA DA MOLÉCULA

As formas geométricas derivadas (os pares de elétrons não ligantes interferem no ângulo da geometria):

Ângulos: ~109,5º (CH4) 107º (NH3) ~104,5º (H2O)

APOLAR POLAR POLAR

LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS

Orbitais atômicos formam orbitais moleculares na ligação.

Muitas vezes os orbitais atômicos formam orbitais híbridos antes de se ligarem (o número total de orbitais híbridos é igual ao de orbitais atômicos misturados):

EXEMPLO DE UM ORBITAL HÍBRIDO

LIGAÇÃO COVALENTE

HIBRIDIZAÇÃO

sp DO

CARBONO

(C, Z=6)

(1s2, 2s2, 2p2 )

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s” E “p”Tipos de orbitais híbridos (sp)

2 orbitais sp iguais (com mesma energia)

+2 orbitais p (mais energético)

LIGAÇÃO COVALENTE

Exemplo:

CARBONO NO

ACETILENO

(H–C≡C–H)

GEOMETRIA LINEAR

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp

LIGAÇÃO COVALENTE

Exemplo:

BERÍLIO no BeF2

(C, Z=4)

(1s2, 2s2, 2p0 )

BF2

hibridização

do Be

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp

LIGAÇÃO COVALENTE

HIBRIDIZAÇÃO

sp2 DO

CARBONO

(C, Z=6)

(1s2, 2s2, 2p2 ) 3 orbitais sp2 iguais (com mesma energia) +

1 orbital p (mais energético) ocupado

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s” E “p”Tipos de orbitais híbridos (sp2)

LIGAÇÃO COVALENTE

Exemplo:

CARBONO NO

ETILENO

(H2C=CH2)

GEOMETRIA PLANA

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp2

LIGAÇÃO COVALENTE

HIBRIDIZAÇÃO sp3

DO CARBONO

(C, Z=6)

(1s2, 2s2, 2p2 )

4 orbitais sp3 iguais (com mesma energia)

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s” E “p”Tipos de orbitais híbridos (sp3)

QUATRO ORBITAIS HÍBRIDOS sp3

(mesma energia, > 1s)

LIGAÇÃO COVALENTE

Exemplo:

CARBONO NO

METANO (CH4)

GEOMETRIA TETRAÉDRICA

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS (sp3)

LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s, p e d

HIBRIDIZAÇÃO sp3d DO FÓSFORO (P, Z=15) (Ne; 3s2, 3p3, 3d0 )

E DO ENXOFRE (S, Z=16) (Ne; 3s2, 3p4, 3d0 )

LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s”, “p” E “d”

HIBRIDIZAÇÃO sp3d

(Exemplo, FÓSFORO

NO PCl5

(P, Z=15: 1s2, 2s2, 2p6,

3s2, 3p3, 3d0)

CINCO ORBITAIS HÍBRIDOS sp3d (mesma energia)

QUATRO ORBITAIS d PUROS (mesma

energia, mas maior que a dos híbridos)

GEOMETRIA BIPIRÂMIDE TRIGONAL

REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS DO ÁTOMO DE FÓSFORO

LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s”, “p” E “d”

HIBRIDIZAÇÃO sp3d2

(Exemplo, ENXOFRE

NO SF6

(S, Z=16: 1s2, 2s2,

2p6, 3s2, 3p4, 3d0)

GEOMETRIA BIPIRÂMIDE QUADRADA

REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS DO ÁTOMO DE ENXOFRE

SEIS ORBITAIS HÍBRIDOS sp3d2 (mesma energia)

TRÊS ORBITAIS d PUROS (mesma

energia, > híbridos)

A MOLÉCULA DE ETENO OU ETILENO

LIGAÇÃO COVALENTELIGAÇÕES p DESLOCALIZADAS ESTRUTURA DE RESSONÂNCIA

A MOLÉCULA DE BENZENO

ligações pconjugadas

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LIGAÇÃO COVALENTE

• Níveis de Energia nos orbitais moleculares (1s)

Diagrama de Energia do Orbital

Molecular para a molécula de H2

(orbital ligante)

(orbital anti-ligante)

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ORBITAL MOLECULAR

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LIGAÇÃO COVALENTEOrbitais moleculares (de OA 1s; 2s; 2p) → Ex: O + O = O2

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Orbitais atômicos

Orbitais atômicos

Orbitais moleculares

FORÇAS INTERMOLECULARES

Substância Fórmula Massa Molar (g/mol)

Densidade (g/mL)

Ponto de fusão (oC)

Pressão de vapor (atm) a 20oC

Água H2O (OH2) 18,015 1,00 0 22,7.10-2

Gás carbônico O2C (CO2) 44,010 1,98.10-3 -56,6 56,55

PROPRIEDADES FÍSICAS DA ÁGUA E DO GÁS CARBÔNICO

Pressão de Vapor é a

pressãoexercida pelo

vapor emequilíbrio com

o líquido (ousólido) a uma

dada temperatura.

Fonte: 1) https://en.wikipedia.org/wiki/Properties_of_water; 2) https://en.wikipedia.org/wiki/Carbon_dioxide

DIAGRAMA DE FASE DA ÁGUA DIAGRAMA DE FASE DO CO2

1 bar ~ 1 atm1MPa ~ 10 atm1KPa ~ 0,01 atm1oC ~ 274 K

London

Dipolo

FORÇAS INTERMOLECULARES

Tipos de forças intermoleculares(van der Waals)

Fonte: https://sciborg.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/applychem/hydration.html

Ligação de Hidrogênio H - F, H - O ou H – N (FON)

FORÇAS INTERMOLECULARES

As ligações entre H e FON são atrações dipolo-dipolo bem mais fortes do que as atrações desse tipo que ocorrem entre outras moléculas devido a outros dipolos

1) A energia de rede do KBr (671 KJ/mol) e do CsCl (657 KJ/mol) são muito próximas. O que

se conclui disso?

2) Dê a fórmula química e de Lewis do composto iônico formado pelos elementos: a) Al e F;

b) K e S; c) Be e Cl.

3) Dê as estruturas de ressonância de Lewis e as cargas formais das espécies CO3; NO3 e O3.

4) Coloque em ordem crescente de comprimento de ligação: C=C; C≡C; C–C; C≡O. Qual

entalpia de ligação é maior?

5) Quais das seguintes moléculas são polares: BF3; CO; CF4; NCl3; SF2? Justifique. Quais os

ângulos de ligação na molécula de BF3?

6) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO3; b) PCl3; c) NH2Cl; d) BrF5?

7) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? E o

número mínimo? Explique.

8) Quantos orbitais híbridos participam das ligações na molécula de acetileno? Quais as

ligações que formam?

EXERCÍCIOS

EXERCÍCIOS (RESPOSTAS)

1) A energia de rede do KBr (671 KJ/mol) e do CsCl (657 KJ/mol) são muito próximas. O que

se conclui disso?

2) Dê a fórmula química e de Lewis do composto iônico formado pelos elementos: a) Al e F;

b) K e S; c) Be e Cl.

3) Dê as estruturas de ressonância de Lewis e as cargas formais das espécies CO3; NO3 e O3.

4) Coloque em ordem crescente de comprimento de ligação: C=C; C≡C; C–C; C≡O. Qual

entalpia de ligação é maior?

5) Quais das seguintes moléculas são polares: BF3; CO; CF4; NCl3; SF2? Justifique. Quais os

ângulos de ligação na molécula de BF3?

6) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO3; b) PCl3; c) NH2Cl; d) BrF5?

7) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? E o

número mínimo? Explique.

8) Quantos orbitais híbridos participam das ligações na molécula de acetileno? Quais as

ligações que formam?

A força que mantêm esses íons no sólido é quase a mesma.

[Al3+][F-]3; [K+]2[S2-]; [Be2+][Cl-]2.

C≡O > C≡C > C=C > C–C; C≡O tem maior entalpia de ligação

CO; NCl3; SF2. BF3 é triangular plana e ângulo = 120o

SO3 = trigonal plana; PCl3 e NH2Cl = pirâmide trigonal; SF2. BrF5 é piramidal quadrada

C com 4 elétrons de valência pode formar no máximo 4 orbitais híbridos e no mínimo 1.

HC≡CH; 2 híbridos sp de cada carbono se ligam ao H e ao C. As outras 2 ligações da C≡C ocorrem entre orbitais p (não híbridos!)

Slide 4

EXERCÍCIOS (procure sempre justificar suas respostas)

1) SO2 tem momento de dipolo? Se sim, em qual direção aponta o dipolo resultante?

2) Quais das 3 formas isoméricas da molécula de dicloroetileno (C2H2Cl2) tem momento de

dipolo igual a zero?

3) As moléculas de BF3 e SO3 tem a geometria trigonal plana. Quais os ângulos das ligações

nessas moléculas?

4) A geometria de uma molécula AB3 é bipiramidal trigonal. Quantos pares de elétrons não

ligantes há no átomo A?

5) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO3; b) PCl3; c) NH2Cl; d) BrF5?

6) Quais das seguintes espécies são ácido de Lewis e quais são base de Lewis? a) NH3; b)

BF3; c) Ag+; d) F-; e) H+; f) Al3+; g) CN-; h) NO2-. Justifique sua resposta.

7) Em qual espécie o par de átomo ligado tem maior comprimento de ligação? a) N e O em

NO, NO2 ou NO3-; b) C e C em C2H2, C2H4 ou C2H6; c) C e O em CH3OH; CH2O ou CH3OCH3.

8) Os cristais de sódio com F ou com Cl têm a mesma estrutura. Em qual se espera que a

energia de rede seja maior? Jusitifique.