Ligações quimicas 2014

Prévia do material em texto

Ligações Químicas 
Introdução 
 
 
 
É a união entre átomos de maneira que o arranjo resultante dos 
núcleos e elétrons tenha energia mais baixa que os dois átomos 
separados. 
 
 
As propriedades das substâncias são determinadas em 
grande parte pelas ligações que mantêm seus átomos 
unidos (interatômicas) 
 
 
 
Ligações iônicas 
 
Se a energia mais baixa pode ser atingida pela transferência 
completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro, formam-
se íons e o composto é mantido pela atração entre esses íons. 
 
Ligações Covalentes 
 
Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. 
Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. 
 
Ligações metálicas 
 
É a força atrativa que mantém metais puros unidos. 
 
 
 
 
Símbolo de Lewis e Regra do octeto 
 A formação de ligações envolve interações dos elétrons de 
valência (elétrons localizados no nível mais externo de um 
átomo). 
 
 O químico americano G. N. Lewis sugeriu uma maneira simples 
de representar os elétrons de valência dos átomos, conhecida 
como símbolo de Lewis. 
 
 O símbolo de Lewis para um elemento consiste do símbolo 
químico do elemento, rodeado por pontos correspondentes ao 
número de elétron do nível de valência do átomo. 
Símbolo de Lewis 
Regra do octeto 
 Explica a valência de elementos e as estruturas de muitos 
compostos.Quando o elemento químico é estável possuí a 
configuração ns2np6 ou seja oito elétrons na última camada. 
 
 Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma 
configuração s2p6. 
 
 os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons 
até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 
pares de elétrons). 
 
 átomos de P, S, Cl e outros não-metais do Período 3 podem 
acomodar mais de oito elétrons em suas camadas de 
valência 
 
Exceções à Regra do Octeto 
1- Moléculas com número ímpar de elétrons. Geralmente, 
moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de 
elétrons 
 
 
 
2- Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou 
seja, moléculas deficientes em elétrons. O exemplo mais típico é o 
BF3. 
 
Exceções à Regra do Octeto 
 Expansão de octeto - Moléculas nas quais um átomo tem 
mais do que um octeto. Esta é a maior classe de exceções. 
Somente elementos do 3º período e períodos mais elevados 
na tabela periódica podem acomodar mais de um octeto. 
Geralmente o átomo central está ligado a átomos pequenos 
como o flúor, cloro ou oxigênio. Ex: SF4, ClF3, XeF2 
 
Ligação iônica 
 Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons 
de cargas opostas. Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre 
um átomo que tem tendência a ceder elétrons (metal com baixa 
energia de ionização) e um átomo que tem tendência a receber 
elétrons (não-metal com alta afinidade eletrônica). Forma-se com 
átomos de diferentes eletronegatividades (alta e baixa) 
 
 
 
•Elementos menos eletronegativos: cedem e- cátions 
•Elementos mais eletronegativos: recebem e- ânions 
Na= [Ne] 3s1 Cl= [Ne] 3s2 3p5 
Na: [Ne]3s1  Na+: [Ne] Ca: [Ar]4s2  Ca+2: [Ar] 
Cl: [Ne]3s2 3p5  Cl-: [Ar] O: [He]2s2 2p4  O-2: [Ne] 
 
• A ligação iônica não é direcional, as forças atrativas são 
iguais em todas as direções. 
 
 
 
 
 
 
 Como consequência há mais possibilidades de tipos de 
estruturas do que naqueles compostos que apresentam 
ligação covalente 
 
Átomos eletronegativos tendem a receber elétrons para 
preencher a sua camada de valência e átomos eletropositivos 
tendem a perder elétrons para completar um octeto. 
 
Os sólidos iônicos estão baseados 
numa rede infinita de cátions e ânion. 
 Propriedades dos compostos iônicos 
 
 Os íons em um sólido iônico são ordenados na rede, formando uma 
forte atração elétrica entre eles. Sais e óxidos metálicos são 
tipicamente compostos iônicos. 
 
 São sólidos cristalinos sólidos a temperatura ambiente. Cristais 
iônicos freqüentemente podem ser divididos, isto é, quebram-se de 
maneira regular em superfícies planas (normalmente são 
substâncias quebradiças 
 
 A forte ligação (150-300 Kcal/mol), é responsável por: Elevada 
dureza , Elevados pontos de fusão e ebulição. 
 
 Os sólidos cristalinos não conduzem eletricidade, pois os íons não 
estão livres para mover-se e transportar corrente elétrica. 
 
 Compostos iônicos fundidos ou dissolvidos em água serão 
condutores de eletricidade, pois como partículas iônicas estão 
livres. 
 
Ligação covalente 
 Ligação formada pelo compartilhamento de um par de 
elétrons entre os átomos. 
 O compartilhamento de elétrons entre os átomos é visto 
como uma sobreposição de orbitais atômicos dos átomo que 
formam a ligação química. 
 
 Por exemplo: H + H  H2 
 
Sobreposição de orbitais 
Estruturas de Lewis 
 
 As ligações covalentes podem ser representadas pelos 
símbolos de Lewis dos elementos 
 Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons compartilhados 
em uma ligação é representado por uma única linha: 
 
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado 
entre dois átomos (ligações múltiplas): 
 
 
 
Um par de elétrons compartilhado  ligação simples (H2); 
Dois pares de elétrons compartilhados  ligação dupla (O2); 
Três pares de elétrons compartilhados  ligação tripla (N2). 
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida 
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
 
 Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.O 
compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente 
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. Existem 
algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão 
localizados mais próximos a um átomo do que a outro. O 
compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações 
polares. 
Características dos Compostos Covalentes 
 A ligação Pode ser coordenada ou dativa 
 
Covalência entre ametais (Ex. F2, O2, Cl2) baixo PF 
 
Covalência entre mais átomos (Ex. Diamante) alto PF 
 
A ligação covalente é direcional 
 
A ligação covalente é forte (um pouco menos que a iônica)= 125-
300 Kcal/mol 
 
Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por 
exemplo em materiais poliméricos e diamante. 
líquidos e Compostos Fundidos não conduzem eletricidade; 
Soluções aquosas geralmente são pouco condutoras de 
eletricidade. 
Eletronegatividade e Polaridade da Ligação 
 
 Eletronegatividade consiste na tendência de um átomo ligado 
de atrair elétrons para si. Pauling estabeleceu as 
eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F), 
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida 
da polaridade de ligação: 
 
As diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em 
ligações covalentes apolares (compartilhamento igual ou quase 
igual de elétrons); 
 
As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em 
ligações covalentes polares (compartilhamento desigual de 
elétrons); 
 
 
 F2 HF LiF 
Diferença de 
Eletronegatividade 4,0 - 4,0 = 0 4,0 – 2,1 = 1,9 4,0 – 1,0 = 3,0 
 
Tipo de ligação covalente covalente iônica 
 apolar polar 
 
As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam 
em ligações iônicas (transferência de elétrons). 
 
Momentos dedipolo 
 
 
A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é 
representada por + e o polo negativo por -. Estas duas 
extremidades diferentes são chamadas de um dipolo. 
 
A polaridade de uma ligação é definida em termos do vetor 
momento de dipolo elétrico (μ), o qual é expresso através da 
unidade Debye (1D =3,33564 x 10-30 C m) e é definido como o 
produto da diferença de cargas entre duas partículas carregadas 
eletricamente pela distância entre essas partículas. 
 
 
Para moléculas é comum medirmos a carga em unidades de 
carga eletrônica e, 1,6 x10-19 C 
 
 
Se tomarmos como exemplo uma molécula qualquer do 
tipo AB, podemos representar o momento dipolar através 
do esquema: 
Matematicamente, o momento dipolar é definido como sendo o 
produto de cargas (Q) entre duas partículas carregadas 
eletricamente pela distância (r) entre essas duas partículas. 
Ou seja: 
 
 = Q . r 
 
Forma molecular e polaridade da molécula 
 
 Quando existe uma diferença de 
eletronegatividade entre dois 
átomos, a ligação entre eles é polar. 
É possível que uma molécula que 
contenha ligações polares não seja 
polar. Por exemplo, os dipolos de 
ligação no CO2 cancelam-se porque 
o CO2 é linear. 
 
Na água, a molécula não é linear e 
os dipolos de ligação não se 
cancelam. Conseqüentemente, a 
água é uma molécula polar 
A polaridade como um todo de uma molécula depende 
de sua geometria molecular.