18/04/2019
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Conceitos Básicos de Ligação QuímicaConceitos Básicos de Ligação Química
Prof. Márcio P. de Araujo
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Conceitos Básicos de Ligação QuímicaConceitos Básicos de Ligação Química
Conteúdos
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octetoLigações IônicasLigações CovalentesPolaridade da ligação e eletronegatividadeEnergia das Ligações CovalentesEstruturas de LewisExceções à regra do octeto
Conteúdos
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octetoLigações IônicasLigações CovalentesPolaridade da ligação e eletronegatividadeEnergia das Ligações CovalentesEstruturas de LewisExceções à regra do octeto
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Ligações químicas
Conceitos Básicos de Ligação QuímicaConceitos Básicos de Ligação Química
Por que as propriedades das
substâncias são tão diferentes??
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Ligações químicas
Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos;
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;
Os elétrons envolvidos em uma ligação são os elétrons de valência;
Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um
átomo, utilizamos os símbolos de Lewis.
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Ligações químicas
Em essência, ligações químicas são formadas de forma a
reduzir a energia potencial das partículas carregadas que
compõem os átomos
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Símbolo de Lewis, relembrando...
O símbolo de Lewis para um elemento consiste:
1) Símbolo químico do elemento;
2) Um ponto referente a cada elétron de valência do elemento;
3) Pontos colocados nos quatro lados (equivalentes) do símbolo;
4) Cada lado pode acomodar até 2 elétrons.
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Símbolo de Lewis, relembrando...
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A Regra do Octeto, relembrando...
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 estejam circundados com por 8 elétrons de valência (4 pares de
elétrons) – configuração estável de um gás nobre;
Um octeto (8 elétrons) constitui-se de subníveis s e p completos.
*Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
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Ligações iônicas
A partir da descoberta do elétron por Thomson (1887), foram estabelecidas
as bases eletrostáticas das ligações iônicas;
A ligação iônica é mantida pela atração eletrostática entre íons de cargas
opostas.
Cloreto deSódio
ligação iônica
Ligações iônicas exibem baixa direcionalidadeImaginem uma esfera com carga. Qual direção da
esfera será melhor atraída pela carga oposta?
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Ligações iônicas
A transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para o outro
leva à formação de íons e, o composto resultante mantém-se estável pela
interação eletrostática entre o íons formados. Esta atração é chamada ligação
iônica.
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Ligações iônicas
Alguns íons comuns a partir de elementos.
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Ligações iônicas
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ/mol
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Ligações iônicas
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A reação é violentamente exotérmica. Assim, NaCl(s) é mais estável do que
os elementos que o constituem. Por quê?
O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o
elétron para se transformar em Cl-;
Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração
do Ar. Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando o
íon central.
Ligações iônicas
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O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual
cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-. Similarmente,
cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+;
Há um arranjo regular de Na+ e Cl- tridimensional;
Observe que os íons são empacotados o mais
próximo possível;
Não é fácil determinar uma fórmula molecular para
descrever a rede iônica.
Ligações iônicas
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Átomo desódio (Na)
Átomo decloro (Cl)
Íon de sódio(Na+)
Íon de cloro(Cl-)
(+496 kJ mol-1 (Ei)) (-349 kJ mol-1 (Eae))
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Energias envolvidas na formação da ligação iônica
Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol
de um composto sólido iônico em íons gasosos;
A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:
k 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.
d
QQErede
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K= 1 / 4peo
eo = 8,854 x 10-12 C2 J-1 m-1
constante fundamental chamada depermissividade no vácuo. Constante que
determina como o meio influencia naatração entre as cargas
K= 1 / 4peo
eo = 8,854 x 10-12 C2 J-1 m-1
constante fundamental chamada depermissividade no vácuo. Constante que
determina como o meio influencia naatração entre as cargas
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Energias envolvidas na formação da ligação iônica
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Como avaliamos isso? Ciclo de
Born-Haber: ciclo termodinâmico
que utiliza a lei de Hess para
analisar os fatores que contribuem
para a estabilidade de compostos
iônicos.
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A energia de rede aumenta à medida que:
1) As cargas nos íons aumentam;
2) A distância entre os íons diminui.
Energias envolvidas na formação da ligação iônica
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Algumas tendências:
1) A energia de rede torna-se menos exotérmica (menos negativa)
com o aumento do raio iônico;
2) A energia de rede torna-se mais exotérmica (mais negativa) com o
aumento das cargas iônicas;
Energias envolvidas na formação da ligação iônica
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Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com o número
necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível;
As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável:
•Mg: [Ne]3s2
•Mg+: [Ne]3s1 não estável
•Mg2+: [Ne] estável
•Cl: [Ne]3s23p5
•Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
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Fraturas mecânicas em sólidos iônicos
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Teoria da ligação de Lewis (1916)
Ligações iônicas não eram efetivas para explicar as ligações no Cl2 ou I2, por
exemplo;
Conceito de ligação covalente: compartilhamento de elétrons;
Por Gilbert N. Lewis:
• Ligação química iônica: formada pela transferência
de um ou mais elétrons de um átomo para outro,
formando íons atraídos eletrostaticamente.
• Ligação química covalente: resultante da divisão de
dois elétrons entre átomos.
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Grande parte das substâncias têm propriedades não-iônicas. Essas
substâncias tendem a ser gases, líquidos ou sólidos com baixos pontos de
fusão;
Novo modelo – Os átomos tendem a compartilhar elétrons a fim de alcançar
a configuração de um gás nobre – forma-se um ligação covalente;
Por exemplo: H•+•H H2 tem elétrons em uma linha imaginária que
conecta os dois núcleos de H.
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Teoria da ligação de Lewis (1916)
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Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons
para que cada um alcance o octeto;
Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química
covalente que representada por um traço. Os elétrons não compartilhados
continuam a ser representados por pontos.
Teoria da ligação de Lewis (1916) – Ligações simples
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Formadas a partir do compartilhamento de mais de um par de elétrons entre
dois átomos;
Um par elétron compartilhado – ligação simples;
Dois pares de elétrons compartilhados – ligação dupla;
Três pares de elétrons compartilhados – ligação tripla.
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Teoria da ligação de Lewis (1916) – Ligações múltiplas
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A teoria da ligação de Lewis considerou o compartilhamento igual entre os
átomos dos elétrons na ligação covalente – independente do átomo;
O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não
significa compartilhamento igual daqueles elétrons;
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados
mais próximos a um átomo do que a outro;
O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
Polaridade da ligação covalente
Formação dedipolos parciais dem uma ligaçãoquímica
Formação dedipolos parciais dem uma ligaçãoquímica
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Eletronegatividade: é a capacidade de um átomo para atrair elétrons em
uma ligação química;
χA –χB = diferença de eletronegatividade entre dois átomos
Exemplo: HF
Pauling sugeriu que o aumento da energia da ligação com relação
ao esperado era resultado do caráter polar da ligação química
Eletronegatividade
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Pauling imaginou que considerando as energias das ligações H2 e F2, a energia da ligação HF seria um valor intermediárioentre as duas. Mas não foi observado isso. As energias tinhas valores diferentes. A média entre as duas ligações forneceum valor de 296 kJ/mol-1.
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Escala de Eletronegatividade
A eletronegatividade varia fundamentalmente com a energia dos orbitais
que o átomo usa para aceitar elétrons em uma ligação química;
Quanto maior aeletronegatividade, maior acapacidade do átomo paraatrair os elétrons de uma
ligação química;
Existem várias escalas deeletronegatividade.
Linus Pauling estabeleceu aseletronegatividades em uma
escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Quanto maior aeletronegatividade, maior acapacidade do átomo paraatrair os elétrons de uma
ligação química;
Existem várias escalas deeletronegatividade.
Linus Pauling estabeleceu aseletronegatividades em uma
escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
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Eletronegatividade e polaridade da ligação
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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);
As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam
em ligações covalentes polares (compartilhamento de
elétrons desigual);
As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam
em ligações iônicas (transferência de elétrons).
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Escala de eletronegatividade de Pauling é relativa, e não absoluta;
Eletronegatividade resulta na polarização de ligações químicas covalentes.
Eletronegatividade e polaridade da ligação
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Escala de eletronegatividade de Pauling é relativa, e não absoluta;
Eletronegatividade resulta na polarização de ligações químicas covalentes.
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Contínuo dos tipos de ligação
Ligação covalentenão polar
Ligaçãocovalente polar Ligação iônica
Eletronegatividade e polaridade da ligação
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Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação;
A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por +
e o polo negativo por -.
Eletronegatividade e polaridade da ligação
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Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação;
Eletronegatividade e polaridade da ligação
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Exemplo: r = 130 pmq = 1,6 x 10-19 C (carga do elétron)
µ = q.rµ = (1,6 x 10-19 C) . (130 x10-12 m)µ = 2,1 x 10-29 C . M= 6,2 D (teórico para transf. total do elétron)
Supondo: = 3,4 (experimental)
Percentual de caráter iônico da ligação
% caráter iônico = µ (experimental) x 100µ (teórico)
Exemplo: r = 130 pmq = 1,6 x 10-19 C (carga do elétron)
µ = q.rµ = (1,6 x 10-19 C) . (130 x10-12 m)µ = 2,1 x 10-29 C . M= 6,2 D (teórico para transf. total do elétron)
Supondo: = 3,4 (experimental)
Percentual de caráter iônico da ligação
% caráter iônico = µ (experimental) x 100µ (teórico)
Tabelas de momentos de dipolo das ligações mais comumente encontradasMomento de dipolo (D) Ligação Momento de dipolo (D)Ligação
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Eletronegatividade e momentos de dipolo
Simbolismo.
Momento de dipolo
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Eletronegatividade e momentos de dipolo
Momento de dipolo
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Eletronegatividade e momentos de dipolo
Dipolos de ligações individuais refletem características polares locais.
Momento de dipolo molecular possui característica vetorial.
Tetracloreto de carbonom= 0 D
Trifluoreto de Borom= 0 D
Dióxido de carbonom= 0 D
Momento de dipolo
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Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações
simples;
Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que as
ligações simples;
Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos são
mantidos mais próximos e mais firmemente unidos.
Entalpia de ligação e comprimento de ligação
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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
Entalpia de ligação e comprimento de ligação, relembrando...
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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
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Entalpia de ligação e comprimento de ligação, relembrando...
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Entalpia de ligação e comprimento de ligação, relembrando...
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Método para previsão do número de ligações múltiplas pela teoria de Lewis:
1) Some os elétrons de valência de todos os átomos;
2) Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos
estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples;
3) Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central;
4) Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central;
5) Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um
octeto, tente ligações múltiplas.
Entalpia de ligação e comprimento de ligação, relembrando...
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Langmuir (1921): proposta de uma fórmula simples para prever esta situação
é o cálculo da carga formal.
A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os
outros átomo tivessem a mesma eletronegatividade.
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Carga formal
Carga formal = nº de elétrons de valência – (nº elétrons livres + ½ nº elétrons de ligação)
44Prof. Dr. Rogério A. Gariani
7. Polaridade da ligação e eletronegatividade
Distribuição de cargas: Combinando cargas formais e eletronegatividade.
Princípio da eletroneutralidade
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A estrutura mais estável possuirá:
1) A carga formal mais baixa em cada átomo;
2) A carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.
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.
Carga formal
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Estruturas de ressonância
Em alguns casos os dados experimentais sobre o arranjo molecular não
podem ser descritos por uma única a estrutura de Lewis;
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).
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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).
Estruturas de conjugação
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De fato, a estrutura é um híbrido (mistura)das duas formas de conjugação mostradasacima. Representação não demonstra que asduas formas existem ao mesmo tempo, massim que a forma final é uma combinação dasduas estruturas acima.
De fato, a estrutura é um híbrido (mistura)das duas formas de conjugação mostradasacima. Representação não demonstra que asduas formas existem ao mesmo tempo, massim que a forma final é uma combinação dasduas estruturas acima.
Híbridos de conjugaçãoHíbridos de conjugação
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As estruturas de conjugação são tentativas de representar uma estrutura
real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas.
Estruturas de conjugação
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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 (1,40 Å);
Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
Estruturas de ressonância
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Ressonância no benzeno: o termo ressonância refere-se a uma estabilidade
adicional adquirida pela estrutura molecular com elétrons deslocalizados em
uma forma cíclica. 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 chamadas de
compostos aromáticos (nomeados assim devido a algumas moléculas desta
classe possuírem aroma).
Estruturas de ressonância
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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
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Exceções à regra do octeto
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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.
Deficiência em elétrons
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Esta é a maior classe de exceções;
Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto;
Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia
para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.
Expansão do octeto
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Expansão do octeto
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