aula de ligação química
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Ligações Químicas
É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos
entre si, dando origem a moléculas ou sólidos iônicos.
Ligações Químicas
Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são essencialmente eletrostáticas, ou seja, forças entre cargas elétricas.
Tipos de Ligação Química interatômica
Ligação iônica
Ligação covalente
Ligação metálica
“Somente os elétrons da camada de valência estão
comprometidos em uma ligação química.”
Estrutura Eletrônica de Lewis
A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico,
rodeado por um número de pontos ou x, correspondentes ao número de
elétrons de sua camada de valência.
Ligação Iônica
“ Em geral, os átomos reagem, ganhando, perdendo ou compartilhando
elétron(s), afim de atingir a configuração de gás nobre de número
atômico mais próximo.”
As ligações iônicas formam-se quando um elemento com baixa energia de
ionização cede um elétron (formando um íon cátion) a um elemento com
elevada afinidade eletrônica (formando um ânion).
M+(g) + X-
(g) [M+X-](g) Força eletrostática
Estruturas de Lewis
CaCl2
Al2O3
Ba3N2
NaF
Ca+2 2[ Cl ] -
Ca Cl
Cl
Representação de um sólido iônico
Energias envolvidas na formação da ligação
iônica
• Perda de elétrons processo endotérmico
• Ganho de elétron processo exotérmico
Ex. Na (g) Na +(g) requer 496
kJ/mol
Cl (g) Cl - (g) libera 349 kJ/molSe a transferência de elétron fosse o único
fator, o processo seria endotérmico.
Ligação Iônica e Energia
• A estabilidade de um composto iônico depende da interação de todos os íons.
• Energia de rede: é a energia necessária para dissociar completamente um mol do composto iônico sólido em seus íons no estado gasoso.
NaCl (s) Na+(g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol
• Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão.
• Esta energia não pode ser medida diretamente, mas pode ser obtida a partir de um ciclo de Born-Haber, que mostra todos os passos que contribuem para a energia total da reação de formação do composto iônico.
Na+(g) + e- + Cl(g)
I1(Na)
Ciclo de Born-Haber
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Hof [NaCl(g)]
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
+ 108 Kj
Na(g) + Cl(g)
+ 121 Kj
Na+(g) + e- + Cl(g)
I1(Na)Na+
(g) + Cl-(g)
-411 Kj
Na+Cl-(g)
- - - - - - - - - - - - - - - - -
+495 Kj -348 Kj
-787 Kj
-411 Kj NaCl(s)
-449 Kj
-302 Kj
• Ocorre entre átomos com alta eletroafinidade.
Ligação Covalente
Propriedades dos compostos iônicos:
São sólidos nas condições ambiente;
Apresentam altos pontos de fusão e ebulição;
São condutores de eletricidade quando no estado liquido
(fundidos) ou quando dissolvidos em água;
A maioria dos compostos são solúveis em água.
• Nessa ligação, os átomos possuem a tendência de
compartilhar os elétrons de sua camada de valência.
• Não há a formação de íons, pois as estruturas formadas
são eletronicamente neutras.
Estruturas de Lewis e a Ligação Covalente
Ocorre entre:
Ametal x Ametal
Hidrogênio x Hidrogênio
Ametal x Hidrogênio
Deve-se determinar o número total de elétrons de valência dos
átomos participantes da ligação.
PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência Cl P Cl
Cl
Ex.: Cl2
Cl = 17 (7A)
Cl Cl
Ex.: O2
O = 16 (6A)
OO
H—H Cl—Cl O==O
Fórmula estrutural
Ex.: H2
H = Grupo 1 (1A)
H H
• Par ligante: Elétrons envolvidos nas ligações.
• Pares isolados ou não-ligantes: Elétrons não envolvidos na ligação.
Regra do Octeto: Qualquer átomo, exceto o hidrogênio, tem tendência
a formar ligações até ficar rodeado por oito elétrons de valência (válido
para elementos do 2º período).
Energia potencial de dois átomos de hidrogênio a várias distâncias
Ligações Covalentes Normal X Ligações Covalentes Simples
Na ligação covalente simples, cada átomo ligado, contribui
com um elétron do par compartilhado.
Na ligação Covalente Coordenada, os elétrons
compartilhados provém de um único átomo que já estabeleceu
a configuração de um gás nobre.
SO O
Ligação coordenada
SO2
S
OO
• Moléculas com um número ímpar de elétrons, nunca
satisfazem a regra do octeto (ClO2, NO2).
• Átomos do 3º período em diante, podem sofrer expansão da
camada de valência (SF6, PCl5).
• Átomos que contém poucos elétrons na camada de valência
(BF3, BeH2)
Regra do Octeto: Apenas um Guia
H-Be-H
(CO3)-2
Eletronegatividade
É a tendência de um átomo atrair o par de elétron em uma ligação química.
A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de
valência depende da carga nuclear efetiva e a distância entre os núcleos e a
camada de valência.
Carga nuclear efetiva = (carga nuclear – efeito de blindagem das camadas internas)
Periodicidade e Eletronegatividade
Nos Períodos
Tende a crescer da esquerda para a direita devido o aumento da carga
nuclear (Elementos representativos).
*** Algumas irregularidades são encontradas para os elementos de
transição, devido ao efeito de blindagem.
Nos grupos
Tende a crescer de baixo para cima à medida que a camada de
valência se torna mais próxima do núcleo e a medida que o efeito de
blindagem diminui.
B C N O F
Cl
Periodicidade da eletronegatividade
Elementos de
TransiçãoElementos de
Transição
Ocorre quando os átomos que a geram possuem a mesma
eletronegatividade.
Eletronegatividade e Tipo de ligação
• Ligação covalente apolar
• Ligação covalente polar
• Ligação iônica
Ligação covalente apolar
A distribuição das cargas na molécula é simétrica
Ocorre quando o par de elétrons não são compartilhados
igualmente, ou seja, envolve diferentes elementos.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação.
Ligação covalente polar
+ -
Quando a diferença de eletronegatividade entre dois
átomos é grande, ***(maior que 1,7) a ligação é melhor
descrita como iônica.
A distribuição das cargas na molécula é Assimétrica
Eletronegatividades dos elementos por Linus Pauling
dA B
μ
+q -q
μ = Q r (Debye)
C x Cm• B mais eletronegativo
• A mais eletropositivo
• Densidade eletrônica em B maior do que em A
• Momento dipolar de A para B
Momento Dipolar (μ)
A Polaridade das moléculas
• Moléculas diatômicas:
• 1- Com átomos do mesmo elemento são apolares (Centro das cargas
positivas = Centro das cargas negativas)
• 2- Com átomos de diferentes elementos são polares (Centro das
cargas positivas ≠ Centro das cargas negativas) .
H H H Cl
μ = 0 Vetor Resultante
μ ≠ 0
1- Polaridade das ligações
2- Geometria molecular
Moléculas Poliatômicas
A polaridade depende de dois fatores:
C
H
H
H
H
N
H H
H
Ligação polar
Geometria Apolar
Ligação polar
Geometria Polar
Método Alternativo: Se o nº de pares eletrônicos ao redor do átomo central
(incluindo os ligantes) for igual ao nº de átomos iguais ligados ao átomo central
= Molécula Apolar.
Números de oxidação
É a carga que resulta, quando os elétrons na ligação covalente, estão deslocados
no sentido do átomo mais eletronegativo. Não corresponde às cargas reais nos
átomos exceto no caso de substâncias iônicas.
Regras para atribuir Números de oxidação
Flúor = -1
Oxigênio
-2 = Quase sempre.
+2 = OF2 e +1 = O2F2
-1 = Nos peróxidos (O-O) = O2-2
-1/2 = Nos superóxidos (O-O) = O2-1
Hidrogênio+1= Quase sempre.
-1 = Nos hidretos metálicos
Elementos do grupo I = +1
Elementos do grupo II = +2
Elementos do grupo III = usualmente exibem o Nox +3
Fe, Co, Ni = +2 e +3
Pb, Sn, Pd, Pt = +2 e +4
Hg e Cu = +1e +2
Au = +1e +3
O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é zero; Ex: Na, N2.
Em compostos com diferentes elementos, o elemento com maior eletronegatividade é
atribuída carga negativa igual à sua carga em compostos iônicos do elemento;
O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é zero; Ex: Na, N2.
A soma dos números de oxidação é igual a zero para um composto eletricamente
neutro e numa espécie iônica é igual à do íon.
O número de oxidação do íon monoatômico é o mesmo que a sua carga.
Exemplos: Determine os Números de oxidação dos elementos sublinhados:
HCl NaHCO3 Fe+2 Na2O2 (NO3)- Pb3O4 S8 (Cr2O7)
-2 CaH2 Mg(ClO4)2
Ligação Metálica
MAR DE ELÉTRONS
A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, entre átomos de altaeletropositividade.
Segundo essa teoria, alguns átomos do metal "perdem" ou"soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons
ficam "passeando" entre os átomos dos metais efuncionam como uma "cola" que os mantém unidos. Existe
uma força de atração entre os elétrons livres quemovimentam-se pelo metal e os cátions fixos
(atração eletrostática).
Teoria da nuvem eletrônica
A possibilidade de melhor condutividade térmica depende da presença de
elétrons livres no cristal.
Propriedades dos Metais
Brilho metálico característico;
Resistência a tração;
Condutibilidade elétrica e térmica elevadas;
Alta densidade;
Ponto de fusão e ponto de ebulição elevado.
Ligações Intermoleculares
Genericamente podemos dizer que são responsáveis pela possibilidade de liquefação e solidificação das moléculas.
Agem somente quando as moléculas estão muito próximas –
são rompidas muito rapidamente com a distância.
Tipos de Ligações
Forças de
Van der Waals
Atração íon x íon
Atração íon x dipolo
Atração íon x
dipolo induzido
Dipolo permanente x
Dipolo permanente
Forças de London
Ligação Hidrogênio
Dipolo permanente x
Dipolo induzido
Dipolo instantâneo x
Dipolo induzido
Energias típicas das forças interiônicas e intermoleculares
Tipo de interação Energia típica
kJ/mol
Espécies
Íon – íon 250 Íons
Íon – dipolo 15 Íons e moléculas
polares
Dipolo - dipolo 2 Moléculas polares
Dipolo – dipolo
induzido
2 Pelo menos uma
molécula polar
London (dispersão)
Induzido-induzido
2 Todos os tipos de
moléculas
Ligação
Hidrogênio
20 H ligado com FON
Aumento da intensidade das forças intermoleculares
A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso éconsequência da atração entre moléculas através das ligações
intermoleculares
Forças intermoleculares mais fortes
Maior ponto de fusão e ebulição
Interação íon x íon
Conduzem a corrente elétrica em solução aquosa ou fundidos.
Não conduzem a corrente elétrica no estado sólido.
Formam sólidos iônicos duros e quebradiços com elevadospontos de ebulição.
Interação íon x dipolo permanente
H
H
O
+
-
2
+
Na+
Interação íon x dipolo induzido
Mg+2Cl+ -
Cl
Formação
de
polos
Interação dipolo permanente x dipolo permanente
Cl HH Cl+ - + -
• As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas
polares ( R 0 ).
Interação dipolo permanente x dipolo induzido
Dipolo 1Molécula
apolar
Dipolo
induzido
+ - ++ --
Dipolo 1
O movimento do elétron, provoca num determinado instante um dipolo
instantâneo.
• Diminui com a complexidade da molécula.
• A interação depende da polarizabilidade da molécula ou átomo apolar: quanto maior o átomo ou molécula mais forte as interações pois a nuvem eletrônica é mais facilmente deformável.
Íons com elevado potencial iônico também
contribuem para o aumento.
• Aumenta com o tamanho do átomo ou molécula.
Ligação Hidrogênio
É uma ligação dipolo x dipolo de caráter mais acentuado, logo, faz-se
necessário, uma maior energia para rompê-la.
As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e
eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H.
O H fica razoavelmente livre de elétrons, funcionando quase como
um próton.
O próton interage com um par de elétrons isolados de outro átomo.
Ligação Hidrogênio
O
H H
H
H
H
H
O
O
+
-
+++
+
+
-
-
Por que o ponto de ebulição da água é maior que a do fluoreto de hidrogênio (HF), já que, o F é mais eletronegativo ????
Ligação Hidrogênio Intramolecular diminuição da reatividade.
O
Cl
H
orto
meta
para
Ponto de ebulição
Orto clorofenol = 175 ºC
Meta clorofenol = 214 ºC
Para clorofenol = 217 ºC
?
Forças de London
• Agem em todos os tipos de moléculas – polares ou apolares.
• Moléculas apolares possuem apenas este tipo de ligação.
• É provocada pelo movimento heterogêneo de elétrons, “formação de
dipolo instantâneo”.
• Devido a atração ser extremamente fraca, as moléculas que possuem
estas forças são mais voláteis, ou facilmente sublimáveis.
Forças de London
+ -+ - -
A B A B
Dipolo
instantâneoMolécula
apolar
Dipolo
induzido
+
• A ligação de London depende :
- do número de elétrons;
- do tamanho da molécula;
- da forma da molécula.
9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I
À medida que o raio atômico aumenta (aumento do nº de elétrons) as
forças de dispersão de London são mais fortes, daí que, à temperatura
ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido.
Forma das moléculas e intensidade das forças
de dispersão de London
As forças IntermolecularesE
nerg
ia d
e l
igação
Íon - Íon
Íon - dipolo
Dipolo - dipolo
Dipolo permanente – dipolo induzido-
dipolo
Dipolo instantâneo - dipolo induzido
Bom estudo !!!!!!
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