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Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE INSTITUTO DE QUÍMICA LIGAÇÃO QUíMICA –Parte I NaCl H2O H2O 2 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Ligação Química � Definição � Capacidade dos átomos se combinarem para formar espécies mais complexas, onde os átomos são mantidos por forças atrativas. � É a interação entre dois ou mais átomos, unidos pela redução da energia potencial dos seus elétrons! Localização na Tabela Períodica Tipo de Ligação Número de Ligações Grupo e Período Participam apenas os elétrons de valência �O que determina a forma? A estrutura eletrônica dos átomos! 3 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Tipos de Ligação �Modelos: � Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV) � Teoria da Ligação de Valência (TLV) � Teoria do Orbital Molecular (TOM) � Iônica: Existe a transferência de elétrons de um átomo para o outro na camada de valência. A força eletrostática atua entre os átomos. � Covalente: Ocorre o compartilhamento de elétrons entre os átomos. �Metálica: Considera um conjunto de cátions estabilizado por um conjunto enorme de elétrons como um empacotamento compacto. Mas os elétrons são móveis. Sal de Cozinha Na+ Cl- Açucar moléculas de C12H22O11 Prego Liga de metálica Propriedades são diferentes 4 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Estruturas de Lewis Prof. Antonio Guerra – CEFET/RJ Grupo: 1 2 13 14 15 16 17 18 e‾ val.: 1 2 3 4 5 6 7 8 Ex: Li Ca Al C P O Cl Xe Lewis: X X X X X X XX � Definição: A camada mais externa (valência) é responsável pela ligação química, sua descrição é feita por uma notação: � Os Símbolos de Lewis � Cada ponto representa um elétron isolado. � Um par de pontos descreve dois elétrons emparelhados. 6C = 1s 22s22p2 C Li3Li = 1s22s1 e- de valência e- de valência 5 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Regra do Octeto � Definição: O arranjo dos elétrons tendem a seguir normalmente a configuração do gás nobre. Isto porque os gases nobres tem distribuição eletrônica muito estável, como evidenciado por sua alta energia de ionização e baixa afinidade por elétrons. � “Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam circundados por oito elétrons de valência.” Perde elétrons Ganha elétrons 6 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé � Exceções Existem três classes de exceções à regra do octeto: • moléculas com número ímpar de elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. 9F: 1s22s22p5 →→→→ F‾: 1s22s22p6 ∴∴∴∴ [Ne] 3Li: 1s22s1 →→→→ Li+: 1s2 ∴∴∴∴ [He] Perde 1e‾ Ganha 1e‾ 7 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Ligação Iônica 9F: 1s22s22p5 →→→→ F‾: 1s22s22p6 ∴∴∴∴ [Ne] 3Li: 1s22s1 →→→→ Li+: 1s2 ∴∴∴∴ [He] Perde 1e‾ Ganha 1e‾ LiF Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p. “Na ligação iônica, as forças atrativas são maximizadas e as forças repulsivas são minimizadas pelas estruturas cristalinas observadas no estado sólido nos chamados sólidos iônicos”. 8 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Considere a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl2(g) →→→→ NaCl(s) ∆∆∆∆Hºf = -410,9 kJ 9 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé • A reação é violentamente exotérmica. • Inferimos 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. 10 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé • O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl−. • Similarmente, cada íon Cl− é circundado por seis íons Na+. • Há um arranjo regular de Na+ e Cl− em 3D. • Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível. • Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica. 11 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Energias envolvidas na formação da ligação iônica • Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. • A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: κ é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros. d QQ El 21 κ= 12 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Energias envolvidas na formação da ligação iônica • A energia de rede aumenta à medida que: • As cargas nos íons aumentam • A distância entre os íons diminui E E E D D D D = distância E = energia 13 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé d QQ El 21 κ= Osso Humano 14 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé � Estrutura Cristalina Kotz, J.C. e Treichel, P., Chemistry and Chemical Reactivity, 4ed. New York: Saunders College Publishing, 1999. 1129p. NaCl CsCl 15 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Ligação Covalente Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p. •Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. •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. •Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H. 16 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Raio Covalente 17 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé 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 18 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé 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 19 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé 20 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Estruturas de ressonância •Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis. •Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos. •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 21 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé • As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidadesextremas. • Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno. O O O O O O 22 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Benzeno, d C-C = 1,40 Å Íon acético Íon nitrato 23 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Exceções a Regra do Octeto Número ímpar de elétrons • Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. N O N O 24 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Deficiência em elétrons • Relativamente raro. • As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. • O exemplo mais típico é o BF3. • As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons. 25 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé Expansão do octeto • Esta é a maior classe de exceções. • Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. • Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. 26 Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé
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