LIGAÇÕES QUÍMICAS

Por que os átomos de diferentes elementos se combinam

para formar compostos?

Moléculas Formadas

Mais estáveis que elementos individuais

Por que os átomos de diferentes elementos se combinam

para formar compostos?

Gases Nobres :

Quanto a reatividade químicas são considerados Inertes

Não reagem com outros elementos

Quimicamente Estáveis

ns2 np6

Grupo 18

Em 1916 Lewis propõe que os átomos de todos os elementos se

combinam para alcançar a configuração eletrônica estável dos

gases nobres

Regra do Octeto

Para obter esse arranjo estável os átomos podem perder,

ganhar ou compartilhar elétrons

Símbolo de Lewis: símbolo do elemento + pontos representando

elétrons de valência

S

Energia de ionização

Energia necessária para remover um elétron do

átomo na fase gasosa

X(g) X+ (g) e- (g) +

Afinidade eletrônica

X(g) X- (g) e-(g) +

Diferença de energia entre o átomo no estado gasoso

e o átomo no estado gasoso após receber um elétron.

Energia liberada no processo

Classificação das ligações

químicas

Metálica

Covalente Iônica

Li

F2 CsF

NF3

SiF4

Te Na3P

LIGAÇÃO IÔNICA

Atração Eletrostática entre íons de carga opostas

Cl(g) + e- → Cl-(g) Eea = -349 kJ mol-1

Na(g) → Na+(g) + e

- I = 496 kJ mol-1

Energia liberada

Energia requerida

E = 496 kJ mol-1 – 349 kJ mol-1 = 147 kJ mol-1

A formação de íons de carga opostas faz com que surja uma força de

atração Eletrostática

= (q1 x q2) / (4 €od)

q = carga

€o = permissividade no vácuo

d = distância entre os núcleos

Não haveria reação

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(g) E = - 498 kJ mol-1

(q1 x q2) / d

A atração eletrostática depende:

- magnitude das cargas

- distância entre íons

A soma das energias dos íons Na+ e Cl- no estado gasoso é maior do

que a energia de NaCl(g)

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) E = - 786 kJ mol-1

Maior Liberação de Energia

Energia Reticular Energia requerida para separar completamente um

mol de um composto sólido iônico em íons

gasosos.

NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g)

Ciclo de Born-Harber

Determinação experimental da energia reticular

Equação de Born-Landé

Cálculo teórico da energia reticular

Atração entre íons de cargas opostas (íons tratados como

cargas pontuais).

Repulsão entre nuvens eletrônicas dos íons próximos.

n

oo

r

BN

r

eZAZNU

2

Atração Repulsão

Equação de Born-Landé

nr

eZAZB

o

11

2

No = número de Avogadro

A = constante de Madelung

e = carga de um elétron

n = expoente de Born

B = coeficiente de repulsão

r= distância interiônica

nr

eZAZNU o 1

10

2

distância de equilíbrio

Valores de energia reticular

Estruturas cristalinas iônicas

Atração eletrostática;

Repulsão entre nuvens eletrônicas

Distância de equilíbrio: estabilidade do

par iônico.

Estruturas cristalinas iônicas

Proximidade entre íons de cargas opostas;

Aumentar distância entre íons de cargas iguais.

cada íon é rodeado pelo maior número

possível de íons carregados com carga

oposta.

Número de coordenação

Número de coordenação

- +

Determinado pela razão entre os raios dos íons:

raioX

raioA

Cristais de NaCl

Coordenação 6:6 (NaCl)

Caráter iônico vs. Covalente

A+ e B- aproximados além da distância de equilíbrio

cátion deforma a nuvem eletrônica do ânion, conferindo

um caráter covalente a ligação iônica e maior

estabilidade ao composto.

Caráter iônico vs. Covalente

Polarizabilidade

Capacidade do íon de ser

deformado.

ânions são mais

polarizáveis pq a carga

nuclear efetiva é menor

Poder Polarizante

Capacidade de atrair

elétrons e repelir o núcleo

Quanto menor o cátion e

maior sua carga, maior o

poder polarizante.

Eletronegatividade

Poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de

uma ligação

Quanto maior a eletronegatividade maior o poder de atrair os elétrons

= ( I + Eea)/2

Ligação puramente Iônica

Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os elementos, maior

o caráter iônico da ligação

Caso essa diferença seja >2 a ligação é considerada iônica

Ligações Apolares, Polares, Iônicas

Polaridade das moléculas

CO2 H2O

Ligação Covalente

Regra do Octeto

Repulsão dos pares eletrônicos

da camada de valência -

VSEPR

Teoria da ligação de

valência

Teoria do Orbital

Molecular

Lewis (1916) propõe uma explicação para a natureza das ligações

entre átomos

Uma ligação covalente consiste no compartilhamento de

elétrons para atingir a configuração de um gás nobre

Regra do Octeto

Estrutura de Lewis - Forma de representar um átomo com seus

elétrons de valência

- O átomo é representado por seu símbolo

- Os elétrons de valência são representados por pontos ou círculos

- Ligação covalente é representada por uma linha entre os dois átomos

Exceções: BeF2; BF3; PF5; NO; ClO2

Teoria VSEPR

Prever geometria molecular a partir do número de pares de

elétrons na camada de valência no átomo central.

Maior estabilidade é alcançada quando os pares estão o mais

distante possível

PCl5

Teoria VSEPR

Teoria VSEPR

NH3

Par de elétrons não

compartilhado. Maior

repulsão

NF3 F é mais

eletronegativo. Atrai os

elétrons e diminui

repulsão entre os

pares.

102

Teoria da Ligação de Valência

TLV

Átomos se unem para emparelhar elétrons, completando

a camada de valência

Geometria da molécula é determinada pela direção dos

orbitais.

Emparelhamento de elétrons ocorre por sobreposição de

orbitais.

no ligações formadas = no de elétrons desemparelhados

HF NH3 CH4

Explicar moléculas pela teoria da ligação de valência:

Dados experimentais indicam 4 ligações

equivalentes

Hibridização de orbitais

Hibridização de orbitais

pzppssp yx 22222

1

2

1

2

1

2

13

pzppssp yx 22222

1

2

1

2

1

2

13

pzppssp yx 22222

1

2

1

2

1

2

13

pzppssp yx 22222

1

2

1

2

1

2

13

Hibridização de orbitais

Orbitais sp3 formam ligações

mais fortes que orbitais s e p

separados.

Sobreposição envolvendo

orbitais híbridos é mais

eficiente

Hibridização de orbitais

Pontos negativos da teoria:

Resolução exata da função de onda só é possível para átomos

com apenas 1 elétron.

Força relativa de ligações são apenas aproximações

Orbital Força relativa da ligação

s 1,00

p 1,73

sp 1,94

sp2 1,99

sp3 2,00

Hibridização não determina geometria da molécula.

Geometria é determinada pela energia.

Orbitais híbridos não são detectados pela espectroscopia.

Orbitais híbridos não possuem energia conhecida.

hibridização envolvendo orbitais d nem sempre é aceitável

Hibridização de orbitais

PCl5

Orbitais d são grandes e altamente energéticos, portanto a

hibridização com s e p seria incompleta.

Energia do orbital é proporcional a distância média radial

Se os átomos ligados ao átomo central forem

altamente eletronegativos

contração do átomo central, contração dos

orbitais d

hibridização possível

Ligações σ e π

Ligações σ e π

não definem geometria da

molécula

encurtam ligações σ

CH2=CH2

Teoria do Orbital Molecular

elétrons de valência estão associados com todos os

núcleos da molécula

Combinação de Orbitais

Atômicos Orbitais Moleculares

Combinação de funções de

ondas

)( )(2)(1)( BAABCCN

Combinação pelo métodos linear (LCAO)

2

)(2)()(21

2

)(

2

1

2 2 BBAA CCCC

Função de onda para Orbital Molecular

Densidade de probabilidade para Orbital Molecular

sobreposição

combinação de orbitais s-s

+ +

+ - +

+

-

orbital ligante

orbital anti-ligante

combinação de orbitais p-p σ

π

π*

π

combinação de orbitais p-p σ

π

π*

π σ

σ*

combinação de orbitais s-p

combinação de orbitais p-d

π

π*

orbitais não ligantes

Energia de

estabilização = ∆

Energia de ligação =2 ∆

>O <O

LIGAÇÕES METÁLICAS

Teoria do Orbital Molecular

- Orbitais atômicos se combinam (superposição de funções de

onda) formando os orbitais moleculares que se espalham por

toda molécula.

- A ligação química é descrita como delocalizada.

Os elétrons estão associados com todos os átomos na

molécula (ou cristal) e não com uma ligação específica entre

dois átomos.

Moléculas diatômicas

Poucos orbitais atômicos originam poucos orbitais moleculares

com grande diferença de energia

Não existe

Grande número de orbitais atômicos resulta em um grande

número de orbitais moleculares com pequena diferença de energia

(níveis muito próximos)

Metais

Isso permite que os orbitais moleculares sejam agrupados em bandas

A diferença de energia entre as bandas de Condução e Valência

de um material é chamada de GAP

Quanto menor o GAP maior a capacidade de conduzir eletricidade

Teoria de Bandas nos Sólidos

Explica a ligação metálica e, conseqüentemente, as propriedades

dos sólidos metálicos e semicondutores

Os orbitais moleculares podem ser agrupados em

-Banda de Condução – orbitais vazios

-Banda de Valência – orbitais preenchidos

Em um condutor metálico (baixo GAP) – a condutividade diminui

com o aumento da temperatura

- Nesse caso os átomos vibram mais fortemente e os elétrons

acabam colidindo com esses átomos, o que dificulta sua

movimentação.

Em um semicondutor (GAP um pouco maior) – a condutividade

aumenta com o aumento da temperatura

Em um isolante (alto GAP) – a condutividade é nula

Uma corrente elétrica se origina com a movimentação de elétrons em

direção aos buracos formados na presença de um campo elétrico.

Variações de energia faz com que o elétron se mova para a banda de

Condução formando um buraco na Banda de Valência

Como ocorre a condução elétrica ?

BC

BV

O buraco positivo se move ao longo do sólido

CAMPO ELÉTRICO

La

do

Po

sitiv

o L

ad

o N

eg

atico

Como nos metais os intervalos entre os níveis de energia não

preenchidos são extremamente pequenos, um metal pode absorver

energia de quase todos os comprimentos de onda.

Quando o elétron retorna ao nível de original há a emissão de luz

de mesma energia

fazendo com que a superfície polida de um metal

tenha aparência lustrosa

ou ou

BC

BV

Luz

Propriedades físicas dos metais

maleabilidade (possibilidade de moldagem em diferentes formas)

ductibilidade (produção de fios).

Um átomo de metal pode se mover livremente com relação aos seus

vizinhos, já que sua ligação é delocalizada (não tem direção)

A nuvem eletrônica é atraída por todos os núcleos simultaneamente

Cátions em um “mar de elétrons”

A capacidade de um semicondutor de transportar corrente elétrica

pode ser ampliada por modificação química

DOPAGEM

Adição de elétrons na banda de Condução, formando um

semicondutor do tipo n (negativo – excesso de elétrons)

Ex: Elementos do grupo 15, como o As, em elementos do grupo 14,

como Si

Remoção de elétrons da banda de Valência, formando um

semicondutor do tipo p (positivo – carência de elétrons)

Ex: Elementos do grupo 13, como o In, em elementos do grupo 14,

como Si

Tipos de Dopagem

Dispositivos eletrônicos de estado sólido

GAP muito pequeno

Luz solar excita os elétrons para a Banca de Condução, gerando

assim uma corrente elétrica a partir de luz solar

Diodos

Transistores

circuitos integrados

contêm as chamadas junções p-n, que consiste em um

semicondutor do tipo p em contato com um do tipo n