ligações químicas

LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO IÔNICA:
LIGAÇÃO
LIGAÇÃO
COVALENTE:
METÁLICA:
refere-se às forças
eletrostáticas que
resulta do
são encontradas em
existem entre íons de compartilhamento de
metais como
cargas de sinais
elétrons entre dois
cobre,ferro e
contrários.
átomos.
alumínio. Cada
átomo está ligado a
vários átomos
vizinhos.
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
Elétrons envolvidos em ligações químicas.
SÍMBOLOS DE LEWIS
Consiste do símbolo químico do elemento mais
um ponto para cada elétron de valência.
S
[Ne] 3s2 3p4
 Seis elétrons de valência.
S
 O número de elétrons de valência de qualquer
elemento é o mesmo do número do grupo do
elemento da tabela periódica.
GASES NOBRES
Distribuições eletrônicas muito estáveis ( altas
energias de ionização,baixas afinidades por
elétrons adicionais e deficiência geral de
reatividade química).
Oito elétrons de valência.
REGRA DO OCTETO
Os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam
circundados por oito elétrons de valência.
 Octeto de elétrons: subníveis s e p completos.
LIGAÇÃO IÔNICA
O cloreto de sódio é
composto de íons
Na+ e Cl-,
arranjados em uma
rede tridimensional
regular.
Metal de baixa energia de ionização.
NaCl
Não-metal com alta afinidade por elétrons.
Na
+
Cl
Na
+
+
Cl
-
 Ocorre a transferência de um elétron do átomo de
Na para um átomo de Cl.
 Cada íon tem um octeto de elétrons.
Reação do sódio com o cloro: exotérmica
 A remoção de um elétron de Na(g) para
formar Na+(g) requer 496 kJ/mol.
 Adição de um elétron a Cl(g) libera 349 kJ/mol.
496 – 349 = 147 kJ / mol
?
 Esse valor propõe que os átomos de sódio e
cloro estão infinitamente distantes um do outro.
 Atração de íons de carga oposta:
estabilidade dos compostos iônicos.
 Liberação de energia fazendo com que
os íons formem um arranjo ou rede.
Energia de rede: a energia requerida para
separar completamente um mol de um
composto sólido iônico em íons gasosos.
NaCl (s)
Na+ (g)
+
Cl- (g)
H rede = + 788 kJ/mol
Energias de rede para alguns
compostos iônicos
Valores muito positivos: íons fortemente
atraídos uns pelos outros nos sólidos.
A energia liberada pela atração entre os íons de
cargas contrárias mais do que compensa a
natureza endotérmica das energias de
ionização, tornando a formação de compostos
iônicos um processo exotérmico.
ÍONS DE METAIS DE TRANSIÇÃO
Metais de transição
Têm mais de três elétrons além do
cerne de gás nobre.
Ag: [Kr] 4d10 5s1
 Os metais Cu, Ag, Au geralmente são
encontrados como íons 1+.
 Os metais de transição quase sempre não
formam íons com configurações de gás nobre.
Formação do íons positivos
Elétrons são perdidos do subnível
com maior valor de n.
Para formar íons, os metais de transição perdem
primeiro os elétrons s do nível de valência, em
seguida, tantos elétrons d quantos necessários
para atingir a carga do íon.
Fe: [Ar] 3d6 4s2
Fe+2: [Ar] 3d6
CARACTERÍSTICAS DAS SUBSTÂNCIAS IÔNICAS
 Substâncias quebradiças com altos
pontos de fusão.
 Em geral, são substâncias cristalinas,
significando que os sólidos têm superfícies planas
que fazem ângulos característicos entre si.
 Cristais iônicos quebram-se de maneira
regular em superfícies planas.
LIGAÇÃO COVALENTE
Maior parte das substâncias químicas.
 Tendem a ser gases, líquidos ou sólidos
com baixos pontos de fusão.
 Modelo diferente para a ligação química
entre os átomos.
G. N. Lewis: os átomos poderiam adquirir
uma configuração eletrônica de gás nobre
pelo compartilhamento de elétrons com
outros átomos.
LIGAÇÃO COVALENTE
H2
 Atrações entre os núcleos e os elétrons
fazem com que a densidade eletrônica
concentra-se entre os núcleos.
 Os dois núcleos são atraídos
eletrostaticamente pela concentração de
cargas negativas entre eles (“cola”).
Estrutura de Lewis
H
+
H
H
H
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
LIGAÇÃO SIMPLES: Compartilhamento de um
par de elétrons.
LIGAÇÃO DUPLA: Compartilhamento de
dois pares de elétrons.
O
+
C
+
O
O C O
O C O
LIGAÇÃO TRIPLA: Compartilhamento de
três pares de elétrons.
 A distância entre os átomos ligados
diminui à medida que o número de pares de
elétrons compartilhados aumenta.
N N
N N
N N
1,47 Å
1,24 Å
1,10 Å
POLARIDADE DA LIGAÇÃO
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
É aquela na qual os elétrons estão
igualmente compartilhados entre
dois átomos.
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
Um dos átomos exerce maior atração
pelos elétrons ligantes que o outro.
ELETRONEGATIVIDADE
Habilidade de um átomo em atrair elétrons
para si em certa molécula.
Relaciona-se com:
 Afinidade eletrônica.
 Energia de ionização.
ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO
Composto
Diferença de
eletronegatividade
Tipo de ligação
F2
HF
LiF
4,0 – 4,0 = 0
4,0 -2,1 = 1,9
4,0-1,0 = 3,0
Covalente apolar Covalente polar
Iônica
MOMENTOS DE DIPOLO
Com a diferença de eletronegatividade existe
uma concentração de carga negativa no átomo
mais eletronegativo deixando o átomo menos
eletronegativo no lado positivo da molécula.
+
-
δ δ
H F
ou
H F
Composto
Comprimento de
ligação (Å)
Diferença de
eletronegatividade
Momento de
dipolo (D)
HF
0,92
1,9
1,82
HCl
1,27
0,9
1,08
HBr
1,41
0,7
0,82
HI
1,61
0,4
0,44
Molécula
Água
Sulfeto de hidrogênio
Cianeto de hidrogênio
Amônia
Estrutura
H
H
O
S
H
H
H C N
H
Trifluoreto de boro
N
H
H
F
0,97
2,98
1,47
0
F
B
Momento dipolar, D
1,85
F
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
Estabilidade de uma molécula: relacionada
com a força das ligações covalentes.
Força de uma ligação covalente entre
dois átomos: energia necessária para
quebrar a ligação.
ENERGIA DE LIGAÇÃO
É a variação de entalpia, ∆H, para a quebra
de uma ligação em particular em um mol de
substância gasosa.
Cl
Cl
(g)
2
Cl
(g)
∆H = E(Cl-Cl) = 242 kJ
H
H C H (g)
H
C
(g)
+ 4H
(g)
∆ H = 1.660 kJ
Quatro ligações equivalentes no metano: calor de
atomização é igual à soma das energias de ligação
das quatro ligações C-H.
Entalpia média da ligação C-H para o CH4:
E(C-H) = (1.660/4) kJ / mol
ENTALPIAS MÉDIAS DE LIGAÇÃO (kJ/mol)