Ligaçoes químicas
Propaganda
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.
