Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
Ligações Químicas Química Geral I Profª. Livia Carneiro Ligações Iônicas: Forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários, transferência de elétrons; Interação entre metais do lado esquerdo da tabela periódica com não-metais do lado direito (excluindo-se grupo 8A) Ligações Covalentes: Compartilhamento de elétrons entre dois átomos Entre elementos não-metálicos Ligações Metálicas: São encontradas em metais como cobre, ferro e alumínio; Os elétrons ligantes estão relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal. • Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem em cátions; átomos não-metálicos tendem a ganhar elétrons para se transformarem em ânions. • Ocorre entre elementos de baixa EI e alta AE. • O número de elétrons que um átomo perde está relacionado com sua posição na tabela periódica. Ligação Iônica Previsão das cargas iônicas O íon Zn2+ é formado quando um átomo de zinco perde seus elétrons 4s mais externos (configuração 3s2 3p6 3d10) Outra configuração de camada mais externa, relativamente estável, é ns2 np6 nd5, que se encontra nos íons Fe3+ e Mn2+ São sólidos nas condições ambiente Apresentam altos pontos de fusão e ebulição São condutores de eletricidade quando no estado líquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água. A maioria dos compostos são solúveis em água. As fortes atrações eletrostáticas fazem com que a maioria dos materiais iônicos seja dura e quebradiça, com altos pontos de fusão. (O NaCl funde-se a 801 ºC) Propriedades dos compostos iônicos: Considere a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ Ligação iônica A formação de um composto iônico A reação é violentamente exotérmica. Isso significa que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por quê? O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar. Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando o íon central. Ligação iônica O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl- e cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+. Arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D. Os íons são empacotados o mais próximo possível. Não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica. Ligação iônica Ligação Iônica Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Exemplo: formação do NaCl (s) • Levando em conta que a formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir de Na(g) e Cl(g) é endotérmica. • Por que ocorre a formação de NaCl(s)? • A energia liberada pela atração entre íons de cargas contrárias mais do que compensa a natureza endotérmica das energias de ionização e afinidade eletrônica, tornando a formação de compostos iônicos um processo exotérmico. Após a formação dos íons (Na+ e Cl-) estes se juntam para formar um aglomerado, essa atração entre os íons positivos e negativos em um composto iônico é a chamada ligação iônica. Principal razão da Estabilidade da Ligação iônica: Ligação iônica Existência de uma atração entre os íons de cargas opostas, Esta atração mantém os íons unidos liberando energia, fazendo com que eles formem um arranjo reticular ou rede Energia de Rede Cristalina É a energia requerida para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. Se relaciona diretamente à estabilidade de um sólido; da atração entre cátions e ânions em um cristal; não pode ser calculada experimentalmente É uma medida da força da ligação iônica em compostos sólidos. Estes valores estão fortemente relacionados com as temperaturas necessárias para fundir compostos iônicos. Aplicação da Lei de Hess para o cálculo da energia de rede cristalina: Estabelece que se uma reação for executada em uma série de etapas, o DH para a reação será a soma das variações de entalpia para as etapas individuais. Cálculo de energias de rede - Ciclo de Born Haber Uma aplicação da Lei de Hess é a determinação de energias reticulares por via indireta, através de um ciclo de Born- Haber. Este procedimento, desenvolvido por Max Born e Fritz Haber, assume que a formação de um composto iônico ocorre numa série de etapas. Conhecendo-se as energias de ionização, afinidades eletrônicas e outras propriedades das espécies envolvidas, é possível calcular a energia reticular de compostos iônicos. Energia de Rede ou Reticular Energia para romper a estrutura do NaCl: NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) DH = +788 kJ/mol (endotérmica) A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica: Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) DH = -788 kJ/mol (exotérmica) Ciclo de Born-Haber para a formação do NaCl(s): A entalpia de formação de NaCl(s) a partir do sódio e cloro elementar é igual à soma das energias de várias etapas individuais (Lei de Hess). Energia Reticular Etapa 2: Formação de Cl(g)= +244 kJ/mol DHf[NaCl(s)] = DHEtapa1 + DHEtapa2 + DHEtapa3 + DHEtapa4 + DHEtapa 5(rede) Etapa 4: Formação de Cl-(g): Cl(g) + e - → Cl-(g) = -349 kJ/mol Etapa 1: Formação de Na(g)= +108 kJ/mol Etapa 3: Formação de Na+: Na(g) → Na + (g) + e - = +496 kJ/mol DHf NaCl(s) = -411kJ/mol DHEtapa 3(retículo) = +788 kJ/mol Etapa 5: Formação do NaCl(s): -DH rede Ligação iônica • O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons, de seus tamanhos e de seus arranjos nos sólidos. • A energia potencial da interação entre duas partículas carregadas é dada por: • Q1 e Q2 são as cargas nas partículas, d é a distância entre seus centros e k é uma constante (8,99x109 Jm/C2) Eel = k Q1Q2 d • Esta equação indica que as interações de atração entre dois íons com cargas de sinais contrários aumentam à medida que os módulos de suas cargas também aumentam e que a distância entre seus centros diminui. • Portanto, para determinado arranjo de íons, a energia de rede aumenta à proporção que as cargas nos íons aumentam e que seus raios diminuem. Ligação iônica • A energia de rede aumenta à proporção que as cargas nos íons aumentam e que seus raios diminuem Exemplo: • Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsI e CaO. Compartilhamento de elétrons para atingir o octeto Força da ligação: atração entre os elétrons compartilhados e os núcleos positivos dos átomos que participam da ligação. Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. Ligação covalente Ligação covalente Distribuição da densidade eletrônica nas moléculas. Ex. molécula de H2. Diagrama de energia para a formação do H2 A uma distância internuclear pequena a energia sobe excessivamente (repulsão entre os dois núcleos); A distância de separação mais estável (a de menor energia) entre os dois núcleos ocorre quando a energia é mínima (atrações e repulsões equilibradas); A altura desse mínimo é a quantidade de energia que precisa ser fornecida para separar os átomos e é chamada de energia de ligação; Ligação covalente Estruturas de Lewis • As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: • O número de ligações covalentes que um átomo formará pode ser previsto contando-se o número de elétrons que faltam para atingir uma configuração eletrônica estável • 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 Compostos iônicos e moleculares Compostos moleculares Símbolos de Lewis Estrutura de Lewis 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. 3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. 4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central, aos pares. 5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um “octeto”, tente ligações múltiplas. Exemplos: BrO3 -; PCl3; CCl4; SF4; Desenhando as estruturas de Lewis • Todos os gases nobres têm uma configuração s2p6, com exceção do He (s2) • A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). • Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. PCl5, SF6 Regra do Octeto Ligações múltiplas • 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. H H O O N N Ligação covalente Neste tipo de ligação covalente o par eletrônico é trazido apenas por um dos átomos da ligação. Costuma ser representada por uma seta que vai do átomo doador para o átomo receptor do par eletrônico, também obedecendo à regra do octeto. Exemplos: O3; NO3 - ; CO3 2- Ligação covalente coordenada (dativa) Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). O O O Estruturas de ressonância Estruturas de ressonância As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas. Estruturas de ressonância Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. Exemplos comuns: O3, SO2 e benzeno. O O O O O O Estruturas de ressonância Ressonância no benzeno O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio. Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C. A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C- C têm o mesmo comprimento. Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano. Estruturas de ressonância Ressonância no benzeno • Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C: • O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro). Estruturas de ressonância 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. Se cada elemento possui uma carga nuclear e uma configuração eletrônica diferente, consequentemente, os átomos de diferentes elementos terão capacidades diferentes em atrair elétrons; O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares. Polaridade da ligação e eletronegatividade Eletronegatividade: é a capacidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa molécula . Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). Polaridade da ligação e eletronegatividade Eletronegatividade: atração que um átomo exerce sobre seus elétrons, em uma ligação química. A eletronegatividade aumenta: ao longo de um período e ao subirmos em um grupo. Polaridade da ligação e eletronegatividade 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 de elétrons igual ou quase igual); as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons). Polaridade da ligação e eletronegatividade Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por + e o polo negativo por -. Polaridade da ligação e eletronegatividade Momentos de dipolo • Considere HF: • A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. • Há mais densidade eletrônica no F do que no H. • Uma vez que há duas „extremidades‟ diferentes da molécula, chamamos o HF de um dipolo. Dipolo: é estabelecido quando duas cargas elétricas de mesma magnitude são separadas por uma distância. • O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do dipolo: onde Q é a grandeza das cargas. • Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). • Ex.: CO2 (apolar), H2O (polar) Qr Polaridade da ligação e eletronegatividade Ordem de ligação: é o número de ligações covalentes que existem entre um par de átomos; expressa o fator de intensidade da densidade eletrônica. Energia de ligação: quantidade de energia necessária para quebrar a ligação e produzirem-se fragmentos neutros Comprimento de ligação: distância entre os núcleos de dois átomos ligados; A intensidade da densidade eletrônica entre os núcleos afeta o comprimento de uma ligação e a energia de ligação Propriedades das ligações covalentes: Energia de Ligação: É a variação da entalpia (DH) para a quebra de uma ligação em particular em um mol de uma substância gasosa. É sempre uma grandeza positiva; é sempre necessário fornecer energia para romper uma ligação química. Exemplo: DH = E (Cl – Cl) = 242 kJ/mol Propriedades das ligações covalentes: Movimento vibracional dos átomos em uma molécula: Para um dado par de átomos, à medida que a ordem de ligação aumenta, aumenta a frequência de vibração (aumenta a força atrativa que liga os núcleos entre si. Frequência de vibração Ordem de ligação Espectrofotometria de Infravermelho Os compostos orgânicos também absorvem radiação na região do infravermelho; Essa energia não é suficiente para provocar excitação dos elétrons mas faz com que os átomos dos compostos vibrem com maior rapidez em torno das ligações covalentes que os unem. Espectrofotometria de Infravermelho Espectrofotometria de Infravermelho
Compartilhar