Figuras: Prentice Hall
1
LIGAÇÕES QUÍMICAS
QUÍMICAQUÍMICA
Figuras: Prentice Hall
2
• Ligações químicas são forças que mantémos átomos de uma molecula unidos e mantém os íons em suas posições dentro de compostos iônicos sólidos.
• Ligações químicas são forças eletrostáticas; Elas representam o balanço entre forçasatrativas e repulsivas entre partículaseletricamente carregadas.
Ligações Químicas
Figuras: Prentice Hall
3Atrações e RepulsõesEletrostáticas
Núcleosrepelem
núcleos…
Nucleos atraemelétrons…
Elétronsrepelemelétrons
Ocorremsimultaneamente
repulsões e atrações: Qual o efeito
líquido??
Figuras: Prentice Hall
4
Energia de Interação
Mais próximos: maior atração
Forças atrativas igualamforças repulsivas (menor
energia do sistema): 74 pm
d < 74 pm: repulsãointernulear aumenta
rapidamente.
Núcleos de H muitoafastados: pequena
atração.
Figuras: Prentice Hall
5
• Elétrons de valência têm papel principal nasligações químicas.
• Metais se combinam com não-metais, ocorrendonormalmente transferência de elétrons do metal para o não-metal, estabelecendo ligações iônicas.
• Entre não-metais, um ou mais pares de elétrons de valência são compartilhados entre os átomosligantes, produzindo ligações covalentes.
• Perdendo, ganhando ou compartilhando elétronsno estabelecimento de ligações químicas, átomostendem a ficar com configuração eletrônica de gases nobres.
A Teoria de Lewis daLigação Química
Figuras: Prentice Hall
6
• Na simbologia de Lewis, o símbolo químico do elementorepresenta o núcleo e os elétrons internos.
• Pontos representam os elétrons de valência.• Escrevendo símbolos de Lewis:
- 1os quatro elétrons a 90 graus ao redor do símbolo;- Emparelhamentos em seguida;
• Simbologia é usada primariamente para elementos queadquirem configuração de gás nobre ao estabeleceremligações.
Simbologia de Lewis
Figuras: Prentice Hall
7
• Átomos que ganham ou perdem elétrons ganhamconfiguração eletrônica de gás nobre, mas não se tornam gás nobre.
• Devido à transferência de elétrons em uma ligaçãoiônica entre metal e não-metal, há um forte dipoloformado e estes formam um par iônico.
• A ligação iônica é então esta força eletrostáticaatrativa que mantém unidos cátions e ânions.
• O conjunto sólido de íons ordenadamentearranjados é chamado de cristal iônico.
Ligações Iônicas e Cristais Iônicos
Figuras: Prentice Hall
8
Formação de Cristal de NaCl
Sódio reageviolentamente com gás
cloro.
Na doa elétronao Cl
Atraçãoeletrostática
aparece
Figuras: Prentice Hall
9
• Em vez de representar todos os elétrons dos átomos envolvidos no estabelecimento de ligações químicas, símbolos de Lewis podem ser utilizados para evidenciar as modificações principais nas estruturas.
Representando Ligações Iônicaspor Símbolos de Lewis
Figuras: Prentice Hall
10
• Aparentemente, a formação de NaCl não é energeticamente favorecida…
• … pois a entalpia de formação do composto iônico é mais importante que a energia de ionização e a afinidade eletrônica.
• A mudança geral de entalpia pode ser calculadautilizando um prodecimento chamado de Ciclo de Born–Haber.
Mudanças de Energia naFormação de Compostos Iônicos
Na(g) � Na+(g) + e– EI1 = +496 kJ/mol
Cl(g) + e– � Cl–(g) AE1 = –349 kJ/mol
Figuras: Prentice Hall
11
• O Ciclo de Born-Haberé um processohipotético em que ∆Hfé representada emvários passos.
∆Hf° para o NaCl émuito negativo pois …
… ∆H5 — a energiade rede — é muito
negativa.
Mudanças de Energia naFormação de Compostos Iônicos
Figuras: Prentice Hall
12
• A Estrutura de Lewis é a combinação de símbolosde Lewis que representam a formação de ligaçõescovalentes entre átomos.
• Na maior parte dos casos, a Estrutura de Lewis mostra átomos com configuração de gases nobres(regra do octeto; H obedece o dueto)
• Os elétrons compartilhados podem ser contadospara cada átomo que os compartilha, de maneiraque cada um obtenha uma configuração de gásnobre.
Estruturas de Lewis paraMoléculas Simples
Figuras: Prentice Hall
13
• Os elétrons compartilhados são denominados pares
compartilhados (pares ligantes), normalmenterepresentados por (—).
• Os outros pares eletrônicos não compartilhados sãodenominados pares não-ligantes, ou pares isolados.
Cada átomo de cloropossui um octeto.
Estruturas de Lewis paraMoléculas Simples
PAR LIGANTE
PAR ISOLADO
Figuras: Prentice Hall
14
Alguns Compostos
• Note que a estrutura bidimensional da Estrutura de Lewis não necessariamentecorresponde à correta geometria tridimensional das moléculas. A Estrutura de Lewis não tem este intuito.
• A Estrutura de Lewis para a água pode ser representada com os três átomosalinhados: H–O–H.
Figuras: Prentice Hall
15
• A ligação em que um par é compartilhado é chamada de ligação simples.
• Ligações múltiplas podem ocorrer:
Múltiplas Ligações Covalentes
Em uma dupla ligação doispares de elétrons são
compartilhados.
Mesmo com ligações múltiplas, cadaátomo obedece a regra do octeto.
Em uma ligação tripla, três pares de elétrons são
compartilhados.
Figuras: Prentice Hall
16
• A Estrutura de Lewis para a molécula de oxigênio:
• Evidência experimental: oxigênio é uma moléculaparamagnética, logo deve terelétrons desemparelhados.
• As estruturas de Lewis sãouma ferramenta útil, masnem sempre representamcorretamente uma molécula, mesmo quando a estrutura é plausível.
Evidências Experimentais
Figuras: Prentice Hall
17
• Eletronegatividade (EN) é uma medida da habilidade de um átomo em puxar para si elétrons de uma ligaçãoquímica.
• EN está relacionada a E.I. e A.E. .• Quanto maior a EN de um átomo em uma molécula, mais
fortemente ele vai puxar os elétrons da ligação covalente.
Ligações Covalentes Polares e Eletronegatividade
Figuras: Prentice Hall
18
Eletronegatividade de Pauling
É bom lembrar: N, O, F, Cl.
Figuras: Prentice Hall
19
• Átomos idênticos têm a mesma EN e compartilhamde forma igualitária os elétrons. A ligaçãocovalente formada entre eles é apolar.
• Quando eletronegatividades diferemsignificantemente, os pares eletrônicos de ligaçãosão compartilhados de forma desigual. Os elétronsficam mais “próximos”do átomo com maior EN, e a ligação covalente formada é polar.
• Com diferenças de EN ainda maiores entre osátomos ligantes, os elétrons são completamentetransferidos e as ligações formadas são iônicas.
Eletronegatividade x Tipo de Ligação
Figuras: Prentice Hall
20
Diferença de Eletronegatividade e Tipo de Ligação
Não há distinção clara entreligação iônica e covalente.
Ligação C—H: praticamente apolar.
Ligação Cs—F: iônica
Figuras: Prentice Hall
21
Ligações Covalentes Polares
Elétrons igualmentecompartilhados.
Elétronsdesigulamente
compartilhados
Cores represenam potencialeletrostático
(azul = positivo, vermelho = negativo).
Ligações polares são tambémrepresentadas por deltas positivos e negativos …
… ou por seta cortadaapontando para o elemento
mais eletronegativo.
Figuras: Prentice Hall
22
• Átomos de hidrogênio são átomos terminais naestrutura (só fazem uma ligação).
• O átomo central de uma estrutura normalmentetem a menor eletronegatividade.
• Em oxiácidos (HClO4, HNO3, etc.) os hidrogêniossão usualmente ligados a átomos de oxigênio.
• Moléculas e íons poliatômicos normalmente tem estruturas compactas e simétricas.
Escrevendo Estruturas de Lewis
Figuras: Prentice Hall
23
1. Determine o número total de elétrons de valência (N)2. Desenhe um esqueleto da estrutura e conecte por os
átomos por traços simples (ligações covalentes): 2e-/traço, sobram (N-2*num_traços) elétrons
3. Coloque os pares de elétrons como pares isolados emtorno dos átomos terminais de forma a todos os átomosterminais preencherem seus octetos (dueto para H)
4. Coloque os elétrons remanescentes como pares isoladosem torno do átomo central.
5. Se necessário (se faltarem elétrons para satisfazer todosos octetos), mova um ou mais pares isolados de elétronsde um átomo terminal para formar ligações múltiplascom o átomo central.
Escrevendo Estruturas de Lewis:Método
Figuras: Prentice Hall
24
Estruturas de Lewis
ExercícioEscreva a estrutura de lewis para o NF3.
ExercícioEscreva uma estrutura de Lewis plausívelpara o fosfogênio, COCl2.
ExercícioEscreva uma estrutura de Lewis plausívelpara o íon clorato, ClO3
–.
Figuras: Prentice Hall
25
• Carga formal é a diferença entre o número de elétrons de valência do átomo neutro isolado e o número de elétronsassinalado a este átomo quando ligado a outros átomos naestrutura de Lewis.
• Carga formal é uma quantidade hipotética; uma ferramenta.• Normalmente, a Estrutura de Lewis mais plausível é aquela
sem cargas formais.• Quando existir carga formal, ela deve ser tão pequena
quanto possível.• Cargas formais negativas devem aparecer nos átomos com
maior E.N. .• Átomos adjacentes na estrutura não devem ter cargas
formais de mesmo sinal.
Carga Formal
Figuras: Prentice Hall
26
Carga Formal: Exemplos
LP: par isoladoBP: par ligante
Figuras: Prentice Hall
27
ExemploDas três estruturas de Lewis para osfosfogênio, COCl2, mostre que a estrutura (a) é a mais plausível.
Figuras: Prentice Hall
28
• Quando uma molécula puder ser representada por duas ou maisestruturas plausíveis de Lewis que diferem somente nadistribuição de elétrons, a estrutura verdadeira é um híbrido de ambas.
• As estruturas plausíveis são denominadas estruturasressonantes.
• A molécula ou íon que apresenta a ressonância é chamada de híbrido de ressonância.
• Elétrons que são parte do híbrido de ressonância e que estãoespalhados pela estrutura são ditos delocalizados.
Ressonância: Ligações delocalizadas
Três pares de elétrons estão
distribuídos emduas ligações.
Figuras: Prentice Hall
29
ExemploDesenhe três estruturas equivalentes de Lewis para o
SO3 que sigam a regra do octeto, e descreva como o híbrido de ressonância se relaciona com estas
estruturas.
S
O
O
O
Figuras: Prentice Hall
30
• Moléculas com número ímpar de elétrons de valência têm pelo menos um elétrondesemparelhado e são chamadas de radicais livres.
• Algumas moléculas têm octetos incompletos. Sãogeralmente compostos de Be, B ou Al; Têmnormalmente características de ligação não usuaise são geralmente reativos.
• Alguns compostos têm camadas de valênciaexpandidas (“octeto” expandido), onde o átomocentral tem mais de 8 elétrons.
• O átomo central pode ter esta expansão se for pelomenos do terceiro período (i.e., S, Cl, P, …).
Moléculas que não seguemo octeto
Figuras: Prentice Hall
31
ExercícioDê a estrutura de Lewis do pentafluoreto de bromo,
BrF5.
ExercícioIndique o erro em cada uma das estruturas de Lewis.
Substitua cada estrutura por uma mais adequada.
Figuras: Prentice Hall
32
• Ordem de Ligação é o númerode pares eletrônicoscompartilhados em uma ligação.
• Uma ligação simples tem BO = 1, uma dupla tem BO = 2, etc.
• Comprimento de Ligação é a distância entre os núcleos de dois átomos unidos por umaligação covalente.
• Comprimento de Ligaçãodepende dos átomos na ligação e da ordem da ligação.
Ordem de Ligação e Comprimento de Ligação
Figuras: Prentice Hall
33
• Energia de Dissociação de Ligação é a energia requeridapara quebrar um mol de um tipo particular de ligaçãocovalente em um composto na fase gasosa.
• Energias de algumas ligações podem variar de compostopara composto, logo é utilizada uma energia média de dissociação de ligação.
Energia de Ligação
A energia daligação H—H é conhecida com
precisão…
… enquanto que a energiada ligação O—H para as
ligações em H2O sãodiferentes.
Figuras: Prentice Hall
34
Figuras: Prentice Hall
35
• Quanto maior a ordem de ligação (de um determinado tipo), mais curta e mais forte (maiorenergia) será a ligação.
• Uma ligação dupla N=N é mais forte e mais curtaque uma ligação N–N simples.
• Há 4 elétrons entre os 2 núcleos na ligação N=N. Isto produz uma maior atração eletrostática entreos núcleos que em N–N.
Tendências em Comprimento e Energia de Ligação
Figuras: Prentice Hall
36
For the reaction N2(g) + 2 H2(g) � N2H4(g) to occur …
Cálculos Envolvendo Energias de Ligação
… plus 2(436 kJ), to break bonds of
the reactants.
… we must supply 946 kJ …
When the bonds of the product form, 163 kJ plus
4(389 kJ) of energy is liberated.
∆H = (+946) + 2(+436) + (–163) + 4(–389)
∆Hfo =+99 kJ/mol (de fato é 95,4 kJ/mol)
hidrazina
Recommended