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IEQ 601 – Química Geral I Curso – Engenharia de Pesca Profa. Karen Segala Capítulo 6: Ligação Química – Ligação Covalente Ligações iônicas Ligações iônicas As ligações iônicas ...etc. As ligações iônicas As Ligações iônicas Lewis O FORMALISMO DE LEWIS Representação pictórica dos elétrons nas moléculas e métodos para prever as suas formas Introduziu o formalismo em 1916 Linus Pauling recebeu o Prêmio Nobel em Química em 1954 por seu trabalho sobre ligacoes quimicas. Símbolos de Lewis • Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, ou seja, localizados no nível incompleto mais externo ao átomo. • Cada elétron de valência é representado por um ponto. S As ligações iônicas e o formalismo de Lewis LIGACOES COVALENT ES For example, two chlorine atoms could both achieve stable structures by sharing their single unpaired electron as in the diagram. Some very simple covalent molecules Chlorine Regra dos Octetos - Lewis Lewis descobriu que se podia explicar a existência de uma grande variedade de moléculas propondo a regra do octeto Dois atomos de cloro podem combinar entre si para formar o Cl2 compartilhando um par de elétrons Três maneiras de representar o NH3 usando o formalismo de Lewis LIGAÇÃO COVALENTE Maior parte das substâncias químicas. Tendem a ser gases, líquidos ou sólidos com baixos pontos de fusão. Modelo diferente para a ligação química entre os átomos. G. N. Lewis: os átomos poderiam adquirir uma configuração eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos. LIGAÇÃO COVALENTE LIGAÇÃO COVALENTE Os átomos de não-metais compartilham elétrons até que cada um deles complete o octeto. Uma estrutura de Lewis mostra o arranjo dos elétrons como linhas (pares ligados) e pontos (pares isolados). 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. LIGAÇÕES MÚLTIPLAS LIGAÇÃO SIMPLES: Compartilhamento de um par de elétrons. LIGAÇÃO DUPLA: Compartilhamento de dois pares de elétrons. O + C + O O C O O C O LIGAÇÃO TRIPLA: Compartilhamento de três pares de elétrons. A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. N N N N N N 1,47 Å 1,24 Å 1,10 Å Ligação Covalente • A ligação covalente ocorre com o compartilhamento de elétrons para se obter uma configuração eletrônica de gás nobre. Estruturas de Lewis H + H H H Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio. H2 Atrações entre os núcleos e os elétrons fazem com que a densidade eletrônica concentra-se entre os núcleos. Os dois núcleos são atraídos eletrostaticamente pela concentração de cargas negativas entre eles. Estrutura de Lewis + HH H H • Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o argônio. Cl + Cl Cl Cl Cl Cl • Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços. H H Ligação Covalente O C O N N Ligação Covalente Simples É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não-metais e não-metais, não-metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio. O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de 2 elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos 2 átomos participantes da ligação. Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos. 7N = 1s 2 2s2 2p3 1H = 1s 1 Ligação Covalente Simples Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si. A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes. O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas. 6C =1s 2 2s2 2p2 = 2 - 4 8O = 1s 2 2s2 2p4 = 2 - 6 Ligação Covalente dativa ou coordenada No entanto, esta molécula pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio. Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C). Ligação Covalente Observação: • Para os não-metais, o número de elétrons de valência em um átomo neutro é o mesmo do grupo. Por exemplo, os elementos da família 7A possuem 7 elétrons em sua camada de valência, os da 6A, 6 elétrons etc. • A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. Desenhando as estruturas de Lewis: CARGA FORMAL • É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos. • Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal. • A carga formal é a carga que um átomo teria se as ligações fossem perfeitamente covalentes e o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons compartilhados das ligações, i. e, se em uma molécula todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade. A carga formal pode ser utilizada para predizer o arranjo mais favorável dos átomos em uma molécula. Uma estrutura de Lewis representa, tipicamente, o arranjo de menor energia dos átomos e elétrons quando a carga formal de cada átomo está mais próximo de zero. Desenhando as estruturas de Lewis: CARGA FORMAL CARGA FORMAL = V - ( L + ½ S ) V = nº de elétrons de valência do átomo livre L = nº de elétrons presentes nos pares isolados S = nº de elétrons compartilhados Exemplos: O = C = O ou O = O = C ??:Ö = C = Ö: = 6 – (4 + ½ 4) = 4 – (0 + ½ 8) = 6 – (4 + ½ 4) = 0 = 0 = 0 O = O = C = 6 – (4 + ½ 4) = 6 – (0 + ½ 8) = 4 – (4 + ½ 4) = 0 = +2 = -2 Exemplos: A regra da carga formal sugere que a estrutura O C O é mais provável para o dióxido de carbono do que O O C. A carga formal dá uma indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons por um átomo no processo da formação da ligação covalente. As estruturas com as menores cargas formais são as que tem provavelmente as menores energias Desenhando as estruturas de Lewis: CARGA FORMAL Outro exemplo: Exceções à Regra do Octeto • Número ímpar de elétrons (ClO2, NO e NO2). N O N O NO contém 5 + 6 = 11 elétrons de valência ou • Deficiência em elétrons (boro e belírio). • Expansão do octeto (PCl5, SF4, AsF6 -) Exceções à Regra do Octeto EXCEÇÕES DA REGRA DO OCTETO Átomos com mais de 8 elétrons - isso é possível para os elementos do 3º período da tabela periódica, devido ao fato dos orbitais d tornarem-se disponíveis para ligações com elétrons adicionais. :F: :F F: S :F F: :F: .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. :Cl: :Cl: P Cl: :Cl: :Cl: .. .. .. .. .. .. Átomos com menos de 8 elétrons - Isso ocorre em compostos "deficiente em elétrons". :F: B :F: :F: :F: B :F: :F: .. .. .. .. .. +1 - 1 :Cl Be Cl: :Cl = Be = Cl: .. .. .. .. .. .. +1 - 2 +1 • Existem três classes de exceções à regra do octeto 1. moléculas com número ímpar de elétrons; 2. moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; 3. moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Número ímpar de elétrons • Poucos exemplos: Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. N O N O 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. • Os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. • Ex: SiF5 -, SF4 e SF6 Exceções à regra do octeto Ligações Metálicas Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, eles perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica. Características dos Metais • são sólidos à temperatura ambiente, exceto Hg; • excelentes condutores de corrente elétrica; • possuem alta maleabilidade e ductibilidade. • As ligações químicas tem forte influência sobre diversas propriedades dos materiais; • Os elétrons de valência (do último nível) são os que participam das ligações químicas; • Os átomos buscam a configuração mais estável dos gases nobres (com 2 ou 8 elétrons); • Dependendo da energia envolvida na ligação elas podem ser divididas em: Fortes Fracas • Ligações fortes: Iônicas Covalentes Metálicas • Ligações fracas: van der Waals Ligação Metálica É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica. É preciso haver uma ligação entre metais para produzir joias de ouro. Modelo da Ligação Metálica Ilustração esquemática da ligação metálica • Estrutura formada por íons (+) e elétrons livres de valência que formam uma “nuvem eletrônica” que circula livremente entre os íons (+) Propriedades associadas as ligações metálicas • Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons podem se mover em presença de uma f.e.m. ou de um gradiente de temperatura. • Permitem grande deformação pois as ligações não são rígidas como as iônicas e as covalentes • Possuem o brilho metálico; • São sempre opacos: absorvem a luz incidente.
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