Ligaçoes químicas

Ligações químicas
Introdução
As ligações químicas unem os átomos, porém
nem todos os átomos conseguem formar ligações.
Dois átomos de um gás nobre exercem entre si
uma atração mútua tão fraca que não conseguem
formar uma molécula. Por outro lado, a maioria dos
átomos forma ligações fortes com átomos da própria
espécie e com outros tipos de átomos.
Em busca de uma configuração estável
Uma molécula só será formada se esta for
mais estável e tiver menor energia do que os
átomos individuais. Com exceção dos gases
nobres, os demais átomos têm tendência de
formar moléculas através do estabelecimento de
ligações.
Ligações químicas
De maneira geral, a ligação química pode ser
definida como uma força resultante atrativa que
existe entre alguns átomos, quando estes se
aproximam.
Esta força mantém um conjunto de dois ou
mais átomos unidos formando assim os compostos
químicos.
Ligações químicas
Características
importantes
da
ligação química: polaridade, distância e
energia.
Diferença entre os compostos
Enxofre – S8
Fluorita – CaF2
Aço – Fe + C
Configuração estável
A baixa energia dos gases nobres está
associada ao fato de possuírem o nível
eletrônico
mais
externo
completamente
preenchido.
Essa
estrutura
é
frequentemente
denominada estrutura de gás nobre.
Propriedades atômicas dos gases nobres
É necessário grande quantidade de energia para
desemparelhar elétrons, romper nível completamente
preenchido e promover elétron para outro nível.
Propriedades atômicas dos gases nobres
Tipos de ligações
1) Primárias: São de natureza química, onde os
átomos
estão
unidos
por
forças
fortes
(iônica,covalente e metálica).
2) Secundárias:
Caracterizam-se
por
forças
físicas.
As ligações primárias são cerca de dez vezes
mais fortes que as ligações secundárias.
Tabela 1. Propriedades físicas de alguns compostos
Tabela 1. Propriedades físicas de alguns compostos
Tipos de ligações
Os átomos podem adquirir uma configuração
eletrônica estável por três maneiras:
-perdendo,
recebendo
ou
compartilhando elétrons.
Por isso, os elementos podem ser classificados
segundo
a
sua
eletropositividade.
eletronegatividade
e
Conceitos importantes
Muitas
das
propriedades
físicas
dos
materiais podem ser previstas conhecendo-
se as forças interatômicas que mantêm os
átomos unidos.
Forças e energia de ligação
Forças interatômicas:
1) Força atrativa (FA)
2) Força repulsiva (FR)
- Quanto mais próximos os átomos maior a
força atrativa entre eles, mas maior ainda são as
forças repulsivas devido a sobreposição das
camadas mais internas.
Atrações e repulsões entre dois átomos em aproximação
A FA entre os átomos mantém os mesmos unidos e são
responsáveis pelas ligações químicas.
Essas forças ocorrem devido à atração Coulombiana
entre as diferentes espécies de íons de cargas opostas,
criadas nas ligações químicas.
A FR entre os elétrons de dois átomos, quando
estão suficientemente próximos, é responsável,
em conjunto com as forças de atração, pela
posição de equilíbrio dos átomos na ligação
química (distância interatômica).
A distância interatômica é a distância de
equilíbrio onde as FA e FR são iguais.
COMPRIMENTO DE LIGAÇÃO
É a distância entre os centros de dois átomos
unidos por uma ligação química:
a) F-F = 0,064 nm + 0,064 nm = 0,128 nm
b) H-H = 0,037 nm + 0,037 nm = 0,074 nm
c) H-F = 0,037 nm + 0,064 nm = 0,101 nm
Forças e energias de ligação
- A distância entre 2 átomos é determinada pelo
balanço das forças atrativas e repulsivas.
- Quando a soma das forças atrativas e repulsivas
é zero, os átomos estão na chamada distância de
equilíbrio.
FORÇA DE LIGAÇÃO
É a soma das forças atrativas e repulsivas
entre os átomos.
1 - os dois átomos estão afastados um do outro.
2 - a esta distância internuclear, há atração entre os dois átomos.
3 - neste ponto considera-se que está estabelecida a ligação covalente.
As atrações são mais fortes que as repulsões .
4 - se os átomos se aproximarem ainda mais, as repulsões entre os
núcleos começam a ser maiores que as atrações elétrons-núcleos,
aumentando a instabilidade da molécula e a sua energia.
Dependendo
do
caráter
eletropositivo
ou
eletronegativo dos átomos envolvidos, três tipos
de
ligações
formadas:
químicas
primárias
podem
ser
Ligações químicas
Em todos os tipos de ligação química as forças de
ligação são essencialmente eletrostáticas (ou de
Coulomb).
Charles Augustin Coulomb (1785)
Ligação iônica
-Transferência
eletropositivo
de
elétrons
(metal)
e
entre
elemento
eletronegativo
(não
metal).
- Formação de íons de cargas opostas (força
eletrostática).
- Resulta da atração eletrostática entre cátions e
ânions.
Ligação iônica
Exemplo: Formação de cloreto de sódio.
Formação de cloreto de sódio.
Retículo cristalino
- As forças atrativas eletrostáticas entre os
átomos é não-direcional → os átomos num
material iônico arranjam-se de forma que todos
os íons positivos têm como vizinho mais próximo
íons negativos.
Estrutura cristalina e amorfa
A estrutura cristalina de um sólido é o resultado da
forma ordenada com se encontram os átomos num
composto
iônico
ou
molecular.
Por
outro
lado,
estruturas amorfas são formadas por arranjos atômicos
aleatórios, sem simetria ou ordenação.
A ligação iônica e os sólidos iônicos
Os íons se ordenam, regularmente, dando lugar a
unidades que repetem nas três direções do espaço, dando
lugar a uma estrutura cristalina (célula unitária).
NaCl
TiO2
Estrutura cristalina
A estrutura interna dos cristais
A estrutura interna dos cristais
A
A estrutura
estrutura interna
interna dos
dos cristais
cristais
1) Sistema cúbico, ou isométrico
3) Hexagonal
2) Sistema tetragonal
4) Hexagonal compacta
A estrutura interna dos cristais
5) Romboédrico,
7) Triclínico
6) Monoclínico
8) Ortorrômbico
A ligação iônica e os sólidos iônicos
Energia de rede ou reticular ou
de coesão ou de estabilidade (U)
É a energia requerida para separar um mol de um
composto sólido iônico em íons gasosos (U ou H > 0) ou a
energia liberada por mol de íons gasosos quando eles se
unem e formam um mol do sólido (U ou H < 0).
Na rede cristalina  maior o ânion, menor é a energia de rede
ou de estabilidade.
A energia de rede aumenta quando:
Estrutura de Lewis
Gilbert N. Lewis em 1916 inventou uma forma
der mostrar os elétrons de valência.
Propriedades dos compostos iônicos
- São sólidos nas condições ambiente;
- Apresentam altos pontos de fusão e
ebulição;
- São condutores de eletricidade quando
fundidos ou dissolvidos em água;
- A maioria dos compostos são solúveis
em água.
Propriedades dos compostos iônicos
Ligação covalente
Segundo
Gilbert
Newton
Lewis,
1916,
na
formação de compostos pouco polares ou apolares
dois átomos com tendências parecidas de ganhar
elétrons
se
mantêm
ligados
pelo
compartilhamento de um par de elétrons, de
modo que cada átomo complete seu grupo de oito
elétrons na camada mais externa.
Postulados de Lewis de 1916
1) Em todos os átomos existe um núcleo positivo
que
permanece
inalterado
durante
as
transformações químicas;
2) O átomo é composto de um núcleo e camadas,
que, no caso do átomo neutro, contêm um número
de elétrons negativos igual ao número de cargas
positivas no núcleo. O número de elétrons na
camada mais externa pode variar entre 0 e 8
durante as transformações químicas;
3) O átomo tende a exibir um número par de
elétrons nas camadas e especialmente exibir oito
elétrons,
que
são
normalmente
arranjados
simetricamente nos oito vértices de um cubo;
4) As camadas de dois átomos são mutuamente
interpenetráveis;
Postulados de Lewis de 1916
5) Elétrons podem ordinariamente ocupar outras posições
na camada mais externa com menos de oito elétrons de um
átomo.
6) As forças elétricas entre partículas subatômicas que
estão
muito
eletrostática.
próximas
não
obedecem
às
leis
da
Ligação covalente
A ligação covalente entre átomos ocorre quando dois
átomos eletronegativos se aproximam.
Nesse caso os átomos compartilham elétrons para
atingir a configuração eletrônica de gás nobre.
Atração recíproca dos dois núcleos pelos elétrons
VALÊNCIA
Valência de um átomo é o número máximo de
ligações químicas que ele pode efetuar.
A valência de um átomo é igual ao número de
elétrons usado na formação de ligações químicas.
Uma
ligação
covalente
envolve
o
compartilhamento de um par de elétrons de
valência de dois átomos.
Ligação covalente
Teoria da ligação de valência (TLV)
Dois átomos que possuem um orbital com
um elétron desemparelhado, aproximam-se
até
que
ocorra
uma
sobreposição,
interpenetração, destes orbitais.
ou
Linus Pauling
- Orbitais atômicos semipreenchidos sobrepõem-
se para formar ligações;
- O n° total de elétrons não é maior que 2;
TLV
Distância internuclear e energia
Orbitais s e p
Ligação covalente
1) Ligações sigma (σ): São aquelas que os orbitais
atômicos interpenetram no mesmo eixo.
a) H – H:
b) (σ) σ (s-s);
b) H – Cl: σ (s-p);
c) Cl – Cl: σ (p-p);
Ligação covalente
2) Ligação dupla (ligação pi - )
O2  O = O
Ligação covalente
3) Ligação tripla
N2  N ≡ N
Ressonância
Os elétrons envolvidos em estruturas de
ressonância são ditos deslocalizados. Apenas os
elétrons mudam de posição na molécula.
Ressonância
Molécula do gás ozônio
Fórmula
estrutural
Fórmula
molecular
Fórmula de Lewis
Exercícios
Mostrar se há ressonância na estrutura do:
a) Dióxido de carbono
b) Monóxido de carbono
c) Trióxido de enxofre
d) Carbonato
e) Nitrito
f) Nitrato
g) Acetato
Estrutura de Lewis - Espécies poliatômicas
1) Conte os elétrons de valência;
2) Escreva os arranjos mais prováveis;
3) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados;
4) Complete o octeto (ou o dublete, no caso do H) colocando os
pares de elétrons remanescentes de cada átomo. Se não
existirem pares de elétrons suficientes, forme ligações múltiplas;
5) Represente cada par de elétrons ligados por uma linha.
Verifique se cada átomo tem um o octeto ou um dublete.
Carga formal (CF)
Representa
ganharia
ou
o
número
perderia
de
na
elétrons
formação
que
de
um
átomo
uma
ligação
covalente pura com outros átomos.
A carga de um átomo, em uma molécula ou íon, é calculada
assumindo um igual compartilhamento dos elétrons de
ligação.
O valor da carga formal é utilizado para definir a fórmula
estrutural mais estável de uma molécula.
Carga formal (CF)
CF= EV – [EPI + ½(EPL)
CF= Carga Formal
EV= Número de elétrons de valência
EPI= Número de elétrons contidos nos pares isolados
EPL= Númerode elétrons contidos nos pares de ligação
Ou
CF = Diferença entre o número de elétrons de
valência e o número de elétrons representados nas
estrutura de Lewis.
Carga formal (CF)
A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo;
• a carga formal mais negativa nos átomos
mais eletronegativos.
Considere:
Para o C:
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela
periódica).
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons nãoligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela
estrutura de Lewis.
• Carga formal: 4 - 5 = -1.
Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3
da ligação tripla.
Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
Escrevemos:
Qual estrutura é mais estável?
1) Íon nitrônio (NO2+)
a) Satisfaça o octeto usando ligações múltiplas
b) Determine a carga formal
Qual estrutura é mais estável?
Calculando a CF para CNO-
Qual estrutura é mais estável?
Calculando a CF para o (SO4)2-
Qual estrutura é mais estável?
Calculando a CF para o (PO4)3-
A estrutura b é a mais provável, pois apresenta menor
CF para os átomos.
Qual estrutura é mais estável?
Qual estrutura é mais estável?
Exceções à regra do octeto
Octeto incompleto BF3
Camada de valência expandida
Camada de valência expandida
Camada de valência expandida
Geometria de alguns íons
LIGAÇÃO METÁLICA
A ligação metálica ocorre entre átomos de um mesmo
metal ou entre átomos de metais diferentes (ligas).
MODELO:
Íons positivos num mar de elétrons móveis
Retículo de esferas rígidas (cátions) mantidos coesos
por elétrons que podem se mover livremente –
elétrons livres (“mar de elétrons”).
Elétrons mais externos se encontram muito longe do
núcleo.
Os metais possuem baixa energia de ionização –
tornam-se cátions facilmente.
A força de coesão seria resultante da atração entre os
cátions no reticulado e a nuvem eletrônica.
Ligas metálicas
- Amálgama dental: Hg + Ag + Sn
- Bronze: Cu + Sn;
- Aço inoxidável: C + Fe + Cr + Ni
- Ouro 18 quilates: Au + Cu + Ag
- Latão : Cu + Zn
Caráter da ligação química
Quando a diferença de eletronegatividade, entre os
átomos ligantes, for ≥ 1,7 a ligação iônica.
Polaridade das ligações covalentes
1- Apolar: é aquela que não constitui dipolo elétrico
(momento dipolar,  = zero). As eletronegatividades
dos átomos ligados são iguais ou muito próximas.
H2; F2 ; O2 ; N2 ; Cl2.
Orbitais moleculares:
Cl
Cl
Polaridade das ligações covalentes
2) Polar: Formada pela ligação entre átomos
de eletronegatividade diferentes. A molécula
com
extremidades
com
cargas
é
uma
molécula com dipolo e que possui um
momento de dipolo (). Ex. HCl; HF.
Ligação covalente polar
Escala de eletronegatividade de
Pauling
Valores para alguns elementos:
F= 4,0; O= 3,5; N= 3,0; Cl = 3,0;
Br= 2,96; I= 2,66; S = 2,58;
C= 2,5; H = 2,1; P = 2,1;
Na= 0,8; Fr = 0,7.
Geometria molecular
É o arranjo tridimensional dos átomos numa molécula, que
é determinado pela orientação relativa das suas ligações
covalentes. Esta estrutura é mantida quer a substância seja
sólida, líquida ou gasosa.
É um parâmetro fundamental para a previsão da
polaridade da molécula;
Permite inferir sobre o tipo e intensidade das interações
intermoleculares e como tal prever as propriedades físicas e
químicas dos compostos.
Geometria molecular
Depende:
- Disposição espacial dos núcleos dos átomos.
- Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou
pares livres nos átomos.
Teoria da repulsão eletrônica dos pares de
elétrons da camada de valência
Prediz a geometria de uma molécula com base na
repulsão
eletrostática
(ligantes e não ligantes).
entre
pares
de
elétrons
Previsão da geometria molecular
Repulsão por pares de elétrons de
valência RPEV
Geometria molecular
Geometria molecular
1) Molécula formada por 2 átomos:
- Geometria linear.
Ex: HBr, HCl, H2, N2 ,O2.
2) Molécula formada por 3 átomos:
a) Geometria linear - Se o átomo central não
apresentar par de elétrons livre.
Ex: CO2,CS2,
N2O, HCN.
Geometria molecular
b) Geometria angular. Se o átomo central possuir
par de elétrons emparelhados disponíveis.
Ex: H2O (ângulo de 104,5º).
Ex: H2S; SO2; NOCl
Geometria molecular
3) Molécula formada por 4 átomos
a) Trigonal plana: Átomo central não possuir
elétrons livres. SO3; CH2O; COCl2; NO2Cl.
Geometria molecular
b) Piramidal ou pirâmide trigonal: Átomo central
possuir elétrons livres. Ex: NH3; NCl3; Pl3; SOCl2.
Ângulo: 1070.
NH3
Geometria molecular
4) Molécula formada por 5 átomos
Geometria tetraédrica independente dos átomos
envolvidos. Ex: CH4; CHCl3; SiCl4; POCl3.
CH4
Geometria molecular
5) Molécula formada por 6 átomos: Bipirâmide trigonal ou
bipirâmide triangular. PCl5; PI5.
6) Molécula formada por 7 átomos: Octaédrica. Ex: SF6.
Resumo – Ligações simples
C, Si
O, S
N, P
F, Cl,
Br, I
C 2H 6
C 2H 4
C 2H 2
Geometria Macromolécula
Geometria e polaridade das moléculas
Metano CH4:
- estrutura tetraédrica;
- molécula apolar.
Dicloro metano CH2Cl2:
- estrutura tetraédrica;
- molécula polar.
Forças de ligações secundárias
→ Forças de fraca intensidade, por exemplo:
HCl(l) → HCl(v)
EV = 16kJ,
enquanto que:
HCl(g) → H(g + Cl(g)
Edissociação = 431 kJ;
→ Agem quando as moléculas estão próximas;
→
São
responsáveis
pelas
diferenças
nas
propriedades físicas dos compostos, como ponto de
fusão ebulição.
Forças de ligações secundárias
Aumento da intensidade das forças intermoleculares
A coesão da matéria nos estados físicos, sólido,
líquido e gasoso é consequência da atracção entre
moléculas através das ligações intermoleculares.
Forças de ligações secundárias
Forças
de Van
der
Waals
Forças
intermoleculares
Existem
entre
Forças de dispersão
de London
Todos os
tipos de
moléculas
Exemplos
Principalmente
apolares
Dipolo permanente
(Forças de Debye)
Moléculas
polares
HCl
Dipolo-dipolo
(Forças de Keesom)
Moléculas
polares
HCl ;
CH3CH2OH
1) Forças de dispersão de London
A mais fraca de todas as forças intermoleculares.
• Também chamadas de forças dipolo induzido-dipolo
induzido.
• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons
da molécula adjacente (ou átomo).
• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam
distorcidas.
• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado
dipolo instantâneo).
1) Forças de dispersão de London
A nuvem eletrônica distribui-se de uma forma
esférica à volta do núcleo.
O movimento do elétron, provoca num determinado
instante um dipolo instantâneo.
+
Molécula
apolar
Dipolo
instantâneo
1) Forças de dispersão de London
A
+
A
B
-
Dipolo
instantâneo
+
Molécula
apolar
-
-
+
Dipolo
induzido
Esta polarização é induzida resultando as forças
de atração entre as moléculas.
1) Forças de dispersão de London
Dependem:
- do número de elétrons;
- do tamanho da molécula;
- da forma da molécula.
À medida que o raio atômico aumenta (aumento
do nº de elétrons) as forças de dispersão de
London são mais fortes.
1) Forças de dispersão de London
Composto
Massa molecular (U)
PE (Kelvin)
F2
38
85,1
Cl2
71
238,6
Br2
159,8
332,0
I2
253,8
457,6
He
4,0
4,6
Ne
20,2
27,3
Ar
39,9
87,5
Kr
83,8
120,9
Xe
131,3
166,1
2) Forças dipolo-dipolo ou dipolo permanente
(Forças de Keesom)
São responsáveis pela atração existente entre
moléculas polares. São forças de natureza elétrica
de natureza média.
Ex: Butanona
+
-
+
-
-
+
-
+
+
-
+
H3C
+ C O H3C
+
-
-
H3C
+ C O H3C
H3C
+C O H3C
Forças atrativas dipolo-dipolo
Qual das molécula é mais polar?
3) Ligação de Hidrogênio
Caso especial de forças dipolo-dipolo.
• Os pontos de ebulição de compostos com
ligações H-F, H-O e H-N são altos, indicando que
as interações intermoleculares são elevadas.
Ligação de Hidrogênio
4) Força Íon-Íon
São atrações eletrostáticas entre os íons,
sendo bem organizado no estado sólido. Uma
grande quantidade de energia térmica é necessária
para quebrar a estrutura organizada do sólido e
levá-la para a estrutura líquida. Sais orgânicos, por
exemplo, apresentam elevados PF e PE.
Exemplo: Acetato de sódio (CH3CO2Na), PF =
324ºC, PE = Decomposição antes da evaporação.