Ligações Químicas - Prof. Marcelo Pedroso

Prévia do material em texto

21/09/2014
1
Ligações Químicas
Marcelo Pedroso
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Santa Maria, 27 de junho de 2014.
2
Ligação química
Força que mantém os átomos unidos
Propriedades Químicas e Físicas Propriedades Químicas e Físicas 
21/09/2014
2
3
Ligações Iônicas
Forças eletrostáticas
Ligações Covalentes
Compartilhamento de elétrons
Ligações Metálicas 
‘’Mar de elétrons’’
Ocorrem quando a energia dos átomos ligados é menor do que a 
deles isolados
Elétrons de 
valência
4
LIGAÇÃO IÔNICA
21/09/2014
3
5
Ligação iônica
Forças eletrostáticas entre íons de cargas opostas;
Íons formados pela transferência de elétrons entre os átomos
participantes da ligação;
Os elétrons que participam das ligações são os elétrons de valência.
6
Energia de ionização
Mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo 
isolado no seu estado fundamental
(g) (g) (g)M(g) ���� M+(g) + e-(g)
Consumo de energia
Menor nos metais
1° Energia de ionização 
21/09/2014
4
7
Afinidade eletrônica
Quantidade de energia, ∆H, em que um átomo isolado gasoso, no seu 
estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo.
(g) (g) (g) X(g) + e-(g) ���� X-(g) 
Liberação de energia
Mais significativa nos
não metais
8
Podemos representar os elétrons de valência de átomos,
íons e moléculas;
os símbolos de Lewis consistem na ilustração do
símbolo do elemento rodeado por seus e- de valência,
representados por pontos.
Mg
Configuração eletrônica do magnésio: 1s22s22p63s2
Configuração eletrônica do alumínio: 1s22s22p63s23p1
Al
Símbolos de Lewis
Representação de Lewis
Representação de Lewis
21/09/2014
5
9
10
Regra do octeto:
Cl (1s22s22p63s23p5) + e- � Cl- (1s22s22p63s23p6)
Na (1s22s22p63s1) � Na+ (1s22s22p6) + e-
Átomos reagem perdendo, ganhando ou compartilhando e- até que estejam circundados 
por oito e- de valência.
�Subníveis s e p completos � configuração eletrônica do gás nobre mais próximos
Cl Cl+ e
-
-
Na Na+ + e-
Argônio 
Neônio 
Existem várias exceções à regra do octeto
21/09/2014
6
11
Formação das ligações iônicas
M(g) + X(g) ���� M+(g) + X-(g) 
A primeira etapa para a formação de uma ligação iônica é a transferência 
de elétron(s) para a formação dos íons 
x
12
Estruturas de Lewis
Compostos iônicos
Combinação entre as estruturas de Lewis dos íons individuais
Na+ Cl
-
2Na+ O
2-
2Al3+ O
2-
3
21/09/2014
7
13
Formação das ligações iônicas
Devido à atração eletrostática....
M+ (g) + X- (g) ���� [M+X-] (g) Par iônico 
A força de atração eletrostática entre os íons do par iônico é 
chamada
Ligação iônica
14
Energia das ligações iônicas
Por vezes, a energia liberada pelo recebimento de elétrons pelos não
metais não compensa a energia gasta na ionização do metal para a
formação de uma ligação iônica
Transformações químicas ocorrem quando os produtos formados são
mais estáveis que os reagentes. Em geral, esse processo é seguido por
uma liberação de energia – energeticamente favorável.
OBS: a liberação de energia de uma reação química não é garantia que ela vá
ocorrer
x
21/09/2014
8
15
Sólidos iônicos
16
Ligação iônica e energia
Formação de um sólido iônico
A energia reticular do NaCl é a responsável pela formação deste sal no estado sólido 
-787 kJ/mol
Ciclo Born-Haber
21/09/2014
9
17
18
Ligação iônica e energia
Formação de um sólido iônico
A energia potencial de um sólido iônico pode ser dada pela equação de Born-Meyer
____________
NA zAzB e2
4piε0d
____________1- d*
d
AEP = -
NA - número de Avogadro
d* - constante (34,5 pm)
d – distância entre íons (raio iônico)
A – constante Madelung (depende do arranjo)
21/09/2014
10
19
Exemplo
Qual dos sólidos tem maior energia de rede cristalina, KCl ou NaCl? CaO ou KCl?
Ordene os compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsI e 
CaO
20
Ligação iônica e energia
Sólido iônico
Sua característica quebradiça deve-se à repulsão de cargas entre seus íons 
de mesma carga
21/09/2014
11
21
LIGAÇÃO 
COVALENTE
22
Ligação Covalente
Ocorre quando dois átomos tem tendência igual ou semelhante de
ganhar e perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados, não havendo
transferência.
As forças de atração entre os átomos são as responsáveis pela ligação
covalente
21/09/2014
12
23
-485
A distância onde as forças de atração repulsivas e atrativas se igualam é
chamada distância de ligação. Nela, o par de elétrons é igualmente
compartilhado pelos dois átomos de hidrogênio
24
Do ponto de vista da mecânica quântica, na distância de ligação a
probabilidade de encontrar cada elétron é a mesma em cada núcleo.
Como ocupam a mesma região do espaço, os elétrons devem estar com spins
antiparalelos (princípio da exclusão de Pauli).
São chamado de par ligado ou par compartilhado.
21/09/2014
13
25
Estruturas de Lewis e Ligação Covalente
Átomos isolados
Molécula de HF
Átomos compartilham elétrons afim de completar seus octetos
F F
F F
ou F F
26
Estruturas de Lewis e Ligação Covalente
Regras gerais
1) Some todos os e- de valência. Para íons, ajuste o número de e- em relação à
carga.
2) Escreva os símbolos dos elementos e una-os por ligações simples. (Fórmulas
químicas geralmente são escritas na ordem como os átomos estão ligados na
molécula ou íon; o átomo central normalmente é escrito primeiro; átomo central,
em geral, é o menos eletronegativo; hidrogênio é sempre terminal).
3) Complete os octetos do átomos ligados ao átomo central.
4) Coloque os elétrons que sobraram no átomo central, mesmo que ultrapasse o
octeto.
5) Se não existem e- suficientes para completar o octeto do átomo central, tente
ligações múltiplas
21/09/2014
14
27
Exemplo: Escrever a estrutura de Lewis para a amônia, NH3
1° Etapa: H devem ser terminais, logo N é o átomo central
2° Etapa: N grupo 15 da tabela periódica � 5 e- de valência e H 1 e- de valência � 5 + 3(1) =
8 e- ao todo
3° Etapa: formação de 3 ligações simples
4° Etapa: distribuição do elétrons restantes
N HH
H
N HH
H
N HH
H
28
Exercício:
Escreva a estrutura de Lewis do metanal, H2CO
Fluoreto de hidrogênio, água, metano.
21/09/2014
15
29
Ligações múltiplas
Muito átomos compartilham mais de um par de elétrons para completar seu octeto.
Átomos unidos por um par de elétrons � ligação simples
´
Átomos unidos por dois pares de elétrons � ligação dupla
Átomos unidos por três pares de elétrons � ligação tripla
30
Ressonância
Algumas moléculas não podem ser expressas corretamente por uma
única estrutura de Lewis. Caso do ozônio, O3
Ambas ligações tem o tamanho de 0,128 nm
O
O O
O
O O
3 x 6 = 18 e- de valência
21/09/2014
16
31
Ressonância
O
O O
O
O O
Estruturas canônicas
Híbrido de ressonância
32
Polaridade das ligações
Átomos diferentes atraem de maneira diferente o par compartilhado de
uma ligação de covalente, o que leva a uma distribuição não simétrica
dos elétrons.
Ligação polar
21/09/2014
17
33
Polaridade das ligações
Eletronegatividade – habilidade de um átomo em atrair para si os
elétrons de uma ligação em uma certa molécula
34
Polaridade das ligações
Ligação covalente polar Ligação covalente apolar
δ+ δ−
21/09/2014
18
35
Polaridade das ligações
Com diferenças de 
eletronegatividade superiores a 
1,7, a ligação é melhor descrita 
como iônica
36
Exemplo
Qual ligação é mais polar: B-Cl ou C-Cl, P-F ou P-Cl?Indique em cada
caso qual átomo tem a carga parcial negativa.
Faça o mesmo para S-Cl, S-Br, Se-Cl ou Se-Br
21/09/2014
19
37
Carga formal
É a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons fossem
compartilhados por igual
38
Carga formal
Uma estrutura de Lewis tipicamente corresponde ao arranjo atômico de
menor energia e a carga formal ajuda a decidir o arranjo mais plausível
21/09/2014
20
39
Carga formal
Exemplo
Uso da carga formal para a determinação da estrutura do íon tiocianato
40
EXCEÇÕES DA REGRA DO OCTETO
A regra do octeto falha na explicação de muitas estruturas. Essas
situações podem ser:
-Moléculas com número ímpar de elétrons;
-Moléculas onde um átomo tem menos que um octeto;
-Moléculas onde um átomo tem mais que um octeto.
21/09/2014
21
41
Moléculas com número ímpar de elétrons
Moléculas com número ímpar de e- apresentam ao menos um e-
desemparelhado.
São chamadas radicais e são extremamente reativas
Exemplos: ClO2, NO e NO2
Os radicais são representados pela existência de um ponto indicando seu
e- desemparelhado
CH3 .
42
Molécula deficiência de elétrons
O átomo central nessas moléculas apresenta seu octeto incompleto. São comuns
em compostos de boro e alumínio esse tipo de deficiência.
Exemplo:
Compostos desse tipos podem se combinar com outros, recebendo um par de e- e
completando seu octeto, numa ligação covalente coordenada
0 0 0
0 0
0
+1
+1 +1
-1 -1 -1
CF flúor = +1
21/09/2014
22
43
Moléculas com camada de valência expandidas
Moléculas nas quais o átomo central apresenta orbitais d vazios podem
acomodar mais que 8 e-, expandindo sua camada de valência. Esses e- podem ser
usados para formar ligações ou estarem como pares isolados.
A expansão é observada a partir de átomos do terceiro período.
44
Moléculas com camada de valência expandidas
Exemplos: Desenhe a estruturas de Lewis dos seguintes compostos
SF4, AsF6-, XeF4
Moléculas correspondentes com o átomo do segundo período não
existem, como NCl5 e OF4
21/09/2014
23
45
ENERGIAS 
DE LIGAÇÃO
46
Energias de ligação
Energia de ligação
Energia necessária para romper uma ligação. Nos referimos a ela como variação
da entalpia, ∆H. É expressa em kJ/mol.
A força de uma ligação, e por consequência a estabilidade de uma molécula, está
relacionada às energias de ligação que unem os átomos.
21/09/2014
24
47
Energia de média de ligação
Em moléculas poliatômicas, nos referimos a energia média de ligação, que é a
média da medida da energia de ligação feita com diferentes compostos.
Energia média de ligação C – H = 413 kJ/mol
48
Energia de média de ligação.
É útil na obtenção de ∆H° para reações cujos calores de formação não são
conhecidos
21/09/2014
25
49
Energias de ligação
Exemplo:
Aplicando as energias de ligação para determinar a entalpia de formação do HCl(g)
50
Exemplo
Usando as energias médias de ligação, estime o valor de ∆H° para a reação
abaixo
A reação pode ser dividida em duas etapas:
A primeira envolve o rompimento das ligações dos reagentes. Nesta etapa há
consumo de energia (∆∆∆∆H > 0).
21/09/2014
26
51
A segunda envolve a formação das ligações dos produtos. Nesta etapa há
liberação de energia (∆∆∆∆H < 0). .
O ∆H° para o rompimento de uma ligação é igual a – ∆H de formação de uma
ligação, logo
52
A soma dos valores de ∆H° para as etapas anteriores fornece o valor ∆H° para a
reação global
Exemplo: Usando as energias médias de ligação, estime o valor de ∆H° para a
reação
2 CH4 � C2H6 + H2
21/09/2014
27
53
Geometria 
Molecular
54
Geometria molecular:
21/09/2014
28
55
Geometria molecular:
Modelo VSEPR – valence shell electron-pair repulsion
Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
56
Modelo VSEPR supõe que:
1) Os pares de e- da camada de valência ficam o mais afastado possível
de si, a fim de minimizar as repulsões intereletrônicas
2) A magnitude da repulsão depende de os pares estarem ligados ou
não: entre pares compartilhados (e- de ligação) a repulsão é mais
fraca, entre um par compartilhado e outro solitário é intermediária e
grande entre pares solitários
3) As forças repulsivas decrescem com o aumento do ângulo entre os
pares: fortes em ângulos de 90°, mais fracas em ângulos de 120° e
extremamente fracas em ângulos de 180°. Na pratica
desconsideramos repulsões para ângulos superiores a 90°.
21/09/2014
29
57
58
21/09/2014
30
59
Geometrias possíveis quando não há pares isolados
60
Geometrias possíveis quando não há pares isolados
Geometria Linear
Geometria Trigonal Planar
21/09/2014
31
61
Geometrias possíveis quando não há pares isolados
Geometria tetraédrica
Geometria Trigonal Bipiramidal
62
Geometrias possíveis quando não há pares isolados
Geometria octaédrica
21/09/2014
32
63
Geometrias possíveis quando não há pares isolados
Número estérico
Refere-se ao número 
de pares eletrônicos 
ligados ao átomo 
central
Se forem pares 
compartilhados as 
geometrias possíveis 
são as representadas 
na figura ao lado
64
Geometrias possíveis quando há pares isolados
Número estérico
Se houver(em) par(es) isolado(s) as geometrias adquirida é aquela onde há o 
menor(es) número de interação(ões) de 90° entre os pares, principalmente 
se forem pares isolados
Geometria b é a 
favorecida, pois 
apresenta menor 
número de 
repulsões em 
ângulos de 90°
(geometria 
gangorra)
21/09/2014
33
65
Geometrias possíveis quando há pares isolados
N estérico P compart P isol geom exemplo
66
Geometrias possíveis quando há pares isolados
21/09/2014
34
67
Geometrias possíveis quando há pares isolados
68
Resumo para determinação da geometria:
21/09/2014
35
69
Exemplo: determine a geometria da molécula de trifluoreto de cloro, ClF3
Determine o número estérico: 5 ���� bipiramide trigonal
Distribua os pares isolados e veja a disposição que apresenta menor número de 
repulsões
Geometria III 
favorecida 
T
70
Exemplo: determine a geometria da molécula de trifluoreto de cloro, ClF3
Determine o número estérico: 5 ���� bipiramide trigonal
Distribua os pares isolados e veja a disposição que apresenta menor número de 
repulsões
Geometria III 
favorecida 
T
21/09/2014
36
71
72
Exemplo: determine a geometria das moléculas 
a) pentafluoreto de iodo, IF5
b) Trifluoreto de cloro, ClF3
c) Ânion tetracloreto de iodo, ICl4 -
21/09/2014
37
73
Polaridade 
de
Moléculas
74
Moléculas polares apresentam momento de dipolo devido à uma 
distribuição não uniforme de carga
São orientadas sob influência de um campo magnético
21/09/2014
38
75
76
Molécula polar diferente de ligação polar
Dióxido de carbono tem ligações polares, mas é uma molécula apolar
21/09/2014
39
77
Moléculas simétricas sem pares de elétrons isolados no átomo central:
Apolares
78
Momento de dipolo – soma vetorial
O tamanho da seta é proporcional à diferença de eletronegatividade entre 
os átomos da ligação
21/09/2014
40
79
Momento de dipolo – soma vetorial