Slide Da Prof.ª Luciana Bagdeve [Princípios Físicos E Químicos Aplicados À Farmácia I] - 2011.1 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

Prévia do material em texto

1
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Luciana Bagdeve de Oliveira dos Santos
TIPOS DE LIGAÇÕES
Existem três tipos gerais de ligações químicas:
�Ligação química: É a força atrativa que mantém dois 
ou mais átomos unidos.
�Ligação covalente: Resulta do compartilhamento de 
elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada 
entre elementos não-metálicos.
TIPOS DE LIGAÇÕES
�Ligação iônica: Refere-se as força eletrostáticas 
que existem entre íons de cargas opostas. Esse tipo de 
ligação resulta da transferência de elétrons de um 
metal para um não-metal.
�Ligação metálica: É a força atrativa que mantém 
metais unidos. Nesses cada átomo está ligado a vários 
átomos vizinhos. Os elétrons ligantes estão 
relativamente livres para moverem-se pela estrutura 
tridimensional do metal.
2
REGRA DO OCTETO
�Os átomos tendem a ganhar, perder ou 
compartilhar elétrons até que eles estejam 
circundado por oito elétrons na última 
camada ou camada de valência
SÍMBOLO DE LEWIS
Consiste do símbolo químico do elemento mais um 
ponto para cada elétron de valência.
Tabela extraída do Brow
Ligação Iônica
Quando sódio metálico é colocado em contato com o gás cloro, 
ocorre uma reação violenta. O produto dessa reação é o cloreto 
de sódio:
Na(s) + ½Cl2(g) →→→→ NaCl(s) ∆∆∆∆Hºf = -410,9 kJ
Rede tridimensional 
retangular
3
Ligação Iônica
Analisando termodinamicamente a reação:
Na(s) + ½Cl2(g) →→→→ NaCl(s) ∆∆∆∆Hºf = -410,9 kJ
Reação exotérmica 
De modo geral, o calor de 
formação de substâncias 
iônicas é bastante negativo
Por que isso ocorre????
Ligação Iônica
Consideremos a formação de NaCl(s) a partir dos 
elementos Na(s) e Cl2(g) cuja entalpia de formação 
é: ∆∆∆∆Hºf = -410,9 kJ
Esse processo ocorre em 5 etapas !!!!
Ligação Iônica
1a Etapa Na(s) →→→→ Na(g) ∆∆∆∆Hºf = 108 kJ
2a Etapa Cl2(g) →→→→ 2Cl(g) ∆∆∆∆Hºf = 122 kJ
3a Etapa Na(g) →→→→ Na+(g) + e- ∆∆∆∆H = I1 = 496 kJ
4a Etapa Cl(g) + e-→→→→ Cl-(g) ∆∆∆∆H = E = -349 kJ
5a Etapa Na+(g) + Cl-(g) →→→→ NaCl(s) ∆∆∆∆H = - ∆∆∆∆Hrede=-788 kJ
∆∆∆∆H = +108 +122 +496 -349 -788 ≈ -411 kJ
Energia de rede: é a energia necessária para separar
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos
4
Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) 
∆Htotal = -411 kJ/mol
1Na(s) Na(g) 108 kJ/mol
21/2 Cl2(g) Cl(g) 122 kJ/mol
3Na(g) Na+(g) + e- 496 kJ/mol
4Cl(g) + e- Cl-(g)
-349 kJ/mol
5Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)
∆H = ?
∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5 = ∆Htotal
∆H5 = -788 kJ/mol
∆Hrede = + 788 kJ/mol
Ciclo de Born-Haber
� Quando átomos similares se ligam, eles compartilham
pares de elétrons para que cada um atinja o octeto.
� Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação
química.
Ligação Covalente
Ligação Covalente
5
Ligação Covalente
Estruturas de Lewis
� As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos
de Lewis dos elementos:
� Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é
representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Ligação Covalente
Ligações múltiplas
H H O O N N
Ligação Covalente
Simples dupla tripla
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
6
Exercícios
Faça a estrutura de Lewis 
para as espécies:
� Na e Cl, Na e S, Mg e 
Cl, Al e O, Al e Br
� H e H, C e O, N e N, H 
e Cl,S e O
� CO2, CO, SO2, SO3
� NO+, BrO3-, SO42-
Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair
elétrons para si em certa molécula .
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e eletronegatividadeeletronegatividade
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e eletronegatividadeeletronegatividade
LIGAÇÕES POLARES LIGAÇÕES APOLARES
HF HH
ClCl ∆∆∆∆ = 0 (Ligação covalente Apolar)
BrCl ∆∆∆∆ = 3,0 - 2,8 = 0,2 (Ligação covalente Polar)
ICl ∆∆∆∆ = 3,0 - 2,5 = 0,5 (Ligação covalente Polar)
HCl ∆∆∆∆ = 3,0 - 2,1 = 0,9 (Ligação covalente Polar)
KCl ∆∆∆∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (Ligação Iônica Polar)
7
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e eletronegatividadeeletronegatividade
A fronteira entre a ligação iônica e covalente 
não é algo bem definido. De modo geral, 
considera-se que valores de ∆ > 2 indicam 
ligações com forte caráter iônico e valores 
abaixo de 1,5 indicam ligações com caráter 
predominantemente colvalente.
A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e eletronegatividadeeletronegatividade
Η Cl Η Cl Η Cl Η Cl
δ+ δ− δ+ δ− δ+ δ− δ+ δ−
FΗ FΗ N
Η
Η
Η
Η Ν
Η
Η
H O
H
H O
H
�Dipolo-Dipolo: Ocorrem entre moléculas polares.
�Ligações de Hidrogênio: Ocorrem tipicamente entre moléculas que 
apresentem átomo de H ligado a F, O ou N.
TIPOS DE INTERAÇÃO INTERMOLECULARES OU ENTRE AS MOLÉCULAS 
8
�Forças de Van der Waals (ou London): Ocorrem entre 
molécula apolares.
Uma vez que moléculas como Cl2, F2, O2, CO2, CCl4, são 
apolares como explicar que algumas delas podem ser 
liqüefeitas ou até solidificadas em temperatura muito baixas?
TIPOS DE INTERAÇÃO INTERMOLECULARES OU ENTRE AS MOLÉCULAS 
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e eletronegatividadeeletronegatividade
GEOMETRIA MOLECULAR - COMO DETERMINAR ???
Modelo da repulsão dos pares eletrônicos do nível de valência 
(RPENV)
1º passo: Escreva a fórmula eletrônica da substância.
2º passo: Conte quantos pares de elétrons estão ao redor do átomo 
central. Entenda-se por par de elétrons: Ligação covalente, seja ela 
simples, dupla ou tripla e também pares não usados na ligação.
3° passo: Escolha a disposição geométrica que distribua esses pares 
de elétrons, assegurando máxima distância entre eles.
Polaridade
9
Exercícios
Determine a geometria e polaridade das moléculas das substâncias:
a) HBr
b) F2
c) CH4
d) NH3
e) H2O
f) CCl4
g) CHCl3
h) CH2Cl2
i) PCl3
j) HCN
Exceções à regra do octeto
� Número ímpar de elétrons: Alguns compostos químicos têm 
número ímpar de elétrons de valência e pelo menos um de seus 
átomos não terá octeto completo. 
N O N O
� Deficiência de elétrons: Ocorre quando existe deficiência de 
elétrons em um átomo de uma certa molécula pou em um íon 
poliatômico. Relativamente raro. As moléculas com menos de um 
octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
Li2, Na2, BeCl2, BF3, AlCl3.
10
Exceções à regra do octeto
� Expansão do Octeto: Esta é a maior classe de 
exceções. Os átomos do 3º período em diante podem 
acomodar mais de um octeto por possuírem orbitais d 
com energia adequada para participarem de ligações e 
receberem a densidade eletrônica extra.
ModeloModelo RPENV RPENV 
Moléculas com níveis de valência expandidos
� Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de 
bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos).
� Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano 
contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de 
elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.
� Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo 
quatro pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto 
pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse 
plano.
11
ModeloModelo RPENV RPENV 
Polaridade das moléculas
� Moléculas cujo átomo central é rodeado simetricamente por 
átomos idênticos são apolares.
� Para moléculas do tipo ABn nas quais todos os átomos B são os 
mesmos, determinadas formas moleculares simétricas:
� Linear (AB2)
� Trigonal Plana (AB3)
� Tetraédrica (AB4)
� Bipiramidal Trigonal (AB5)
�Octaédrica (AB6)
Devem resultar em moléculas apolares.
Teoria de Ligação de Valência 
� Baseia-se na formação de ligações covalentes pela 
interpenetração dos orbitais atômicos. A medida que os dois 
átomos se aproximam um do outro, os orbitais atômicos se 
interpenetram e se forma um orbital de ligação.
12
Teoria de Ligação de Valência 
� A superposição de orbitais permite que dois elétrons de 
spins contrários compartilhem uma região do espaço, ou 
comum entre os núcleos,formando uma ligação covalente.
Teoria de Ligação de Valência 
� À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais 
atômicos se superpõem.
Teoria de Ligação de Valência 
� À medida que a superposição aumenta, a energia de interação 
diminui.
13
Teoria de Ligação de Valência 
� A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. A energia 
mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de ligação).
Teoria de Ligação de Valência 
� Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos 
começam a se repelir e a energia aumenta.
Teoria de Ligação de Valência 
� À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons 
equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo-núcleo, elétron-elétron).
14
Teoria de Ligação de Valência 
A RPENV fornece uma maneira simples de determinar 
as formas espaciais nas moléculas, mas não explica as 
ligações entre os átomos . A TEORIA DE LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA vai além da teoria de Lewis e do modelo 
RPENV, fornecendo uma maneira de calcular 
numericamente os ângulos e comprimentos de ligações. 
Essa teoria é capaz de explicar tanto a formação das 
ligações quanto a geometria das moléculas.
Teoria de Ligação de Valência 
Na teoria de Lewis, a ligação covalente ocorre 
quando átomos compartilham elétrons. Na teoria de 
Ligação de Valência há uma sobreposição ou fusão 
de orbitais que dá origem a orbitais chamados 
orbitais híbridos. Estes tem forma diferentes dos 
orbitais atômicos.
Teoria de Ligação de Valência 
Orbitais hOrbitais hííbridos spbridos sp
BeHBeH22
1s1s 2s2s
44BeBe Estado Fundamental (estado de mais baixa energia)Estado Fundamental (estado de mais baixa energia)
Estado Ativado Estado Ativado 
2s2s1s1s Orbital p Orbital p 
energeticamente energeticamente 
favorfavoráável e disponvel e disponíívelvel
spsp1s1s 2p2p
Estado HEstado Hííbrido brido 
HibridizaHibridizaçção sp ão sp 
dois dois áátomo de tomo de 
hidrogêniohidrogênio
2p2p
15
Teoria de Ligação de Valência 
Orbitais hOrbitais hííbridos bridos spsp22
BHBH33
1s1s 2s2s
55BB Estado FundamentalEstado Fundamental
2p2p
spsp²²1s1s22 2p2p
Estado HEstado Hííbrido brido 
Estado Ativado Estado Ativado 
2s2s1s1s 2p2p
Teoria de Ligação de Valência 
Orbitais hOrbitais hííbridos bridos spsp33
Estado HEstado Hííbrido brido 
spsp³³1s1s22
CHCH44
1s1s 2s2s
66CC Estado FundamentalEstado Fundamental
2p2p
Estado Ativado Estado Ativado 
2s2s1s1s 2p2p
Teoria de Ligação de Valência 
Orbitais hOrbitais hííbridos bridos spsp33dd
PClPCl55
3s3s 3p3p
1515PP
Estado Estado 
FundamentalFundamental
3d3d
EstadoEstado
Ativado Ativado 
3s3s 3p3p 3d3d
Estado Estado 
HHííbrido brido 
spsp³³dd 3d3d
16
Teoria de Ligação de Valência 
Orbitais hOrbitais hííbridos bridos spsp33dd22
SFSF66
Estado Estado 
FundamentalFundamental
3s3s 3p3p
1616SS
3d3d
EstadoEstado
Ativado Ativado 
3s3s 3p3p 3d3d
Estado Estado 
HHííbrido brido 
spsp³³dd22 3d3d
Arranjo
Arranjo
17
LigaLigaçções sigma (ões sigma (σσσσσσσσ)) e pi (e pi (pipipipipipipipi) e a hibridiza) e a hibridizaçção do carbono (ão do carbono (spsp33, , spsp22, sp), sp)
 
� 
� � � � 
1s 
2s 
2p 
Estado híbrido do carbono 
s px Py Pz 
1s 
2s 
2p 
� 
� � 
� 
� 
Estado ativado do carbono 
px Py Pz 
1s 
2s 
2p 
� 
� 
� � 
Estado fundamental do carbono 
px Py Pz 
σ 
Hibridação do carbono tipo sp3
C
4 ligações simples σσσσσσσσ, com ângulo de 109028’ - tetraédrica
LigaLigaçções sigma (ões sigma (σσσσσσσσ)) e pi (e pi (pipipipipipipipi) e a hibridiza) e a hibridizaçção do carbono (ão do carbono (spsp33, , spsp22, sp), sp)
1s 
2s 
2p 
� 
� � 
� 
� 
Estado ativado do carbono 
px Py Pz 
1s 
2s 
2p 
� 
� 
� � 
Estado fundamental do carbono 
px Py Pz 
1s 
Estado híbrido do carbono 
� 
2s 
2p 
� � � 
s px Py 
� 
Pz 
pi 
σ 
Hibridação do carbono tipo sp2
3 ligações σσσσσσσσ e 1 ligação pi pi pi pi com ângulos de 1200- trigonal plana
C
LigaLigaçções sigma (ões sigma (σσσσσσσσ)) e pi (e pi (pipipipipipipipi) e a hibridiza) e a hibridizaçção do carbono (ão do carbono (spsp33, , spsp22, sp), sp)
C C
Hibridação do carbono tipo sp
1s 
2s 
2p 
� 
� � 
� 
� 
Estado ativado do carbono 
px Py Pz 
1s 
2s 
2p 
� 
� 
� � 
Estado fundamental do carbono 
px Py Pz 
1s 
Estado híbrido do carbono 
� 
2s 
2p 
� � 
� 
s px 
Py 
� 
Pz 
pi 
σ 
2 ligações σσσσσσσσ e duas ligações pipipipipipipipi, com ângulo de 1800- linear
18
LigaLigaçções sigma (ões sigma (σσσσσσσσ)) e pi (e pi (pipipipipipipipi) e a hibridiza) e a hibridizaçção do carbono (ão do carbono (spsp33, , spsp22, sp), sp)
� Ligações σ: a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os
núcleos.
� Todas as ligações simples são ligações σ.
C2H2
LigaLigaçções sigma (ões sigma (σσσσσσσσ)) e pi (e pi (pipipipipipipipi) e a hibridiza) e a hibridizaçção do carbono (ão do carbono (spsp33, , spsp22, sp), sp)
� Ligações pi: a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo
do plano dos núcleos.
� Uma ligação dupla consiste de uma ligação σ e de uma ligação pi.
C2H2
LigaLigaçções sigma (ões sigma (σσσσσσσσ)) e pi (e pi (pipipipipipipipi) e a hibridiza) e a hibridizaçção do carbono (ão do carbono (spsp33, , spsp22, sp), sp)
� Uma ligação tripla tem uma ligação σ e duas ligações pi.
� Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações pi vêm de 
orbitais não-hibridizados.
C2H2