LIGAÇÃO QUÍMICA

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AULA 5- LIGAÇÃO QUÍMICA
Prof. Maria Eugenia Sena
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Tipos de Ligação Química
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Conhecendo-se os íons podemos predizer as fórmulas de seus compostos e explicar algumas das propriedades dos compostos formados.
* Depende da eletronegatividade dos átomos.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
DEFINIÇÃO: É A LIGAÇÃO ENTRE DOIS OU MAIS ÁTOMOS.
 
O ARRANJO DOS NÚCLEOS E SEUS ELÉTRONS TEM MENOR ENERGIA.
TIPOS DE LIGAÇÕES: 	IÔNICA (OU METÁLICA*)
			COVALENTE 
Na+ Cl¯
H-C ≡ C-H (Acetileno)
Em 1812, Berzelius propôs que todas as combinações químicas eram causadas por atrações eletrostáticas.
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		Natureza da Ligação e Teoria Quântica. 
Existem duas teorias quânticas principais que suportam a Estrutura Molecular:
Teoria da Ligação de Valência - TLV 
 Elétrons desemparelhados que participam das ligações com outro(s) átomo(s). Importante no conceito do par de elétrons compartilhado; e conceitos de ligações sigma() e pi(), assim como a hibridização de orbitais, bastantes usados na química. 
.Teoria do Orbital Molecular - TOM 
 Explica fatos experimentais que a TLV (ou a TH) não é capaz de explicar; 
 Tal como o paramagnetismo da molécula de O2 (Possui eletrons desemparelhados).
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É essencialmente correto dizer que a ligação química se forma quando os orbitais externos, de átomos diferentes, se superpõem, de modo a concentrar a densidade eletrônica entre os núcleos atômicos (Cotton, pág.59).
Os tipos de ligações
Classificação quanto à suas intensidades:
Primárias (ou fortes) X Secundárias (ou fracas). 
As ligações primárias (ordem de 100 kcal/mol ) são cerca de dez vezes mais fortes que as ligações secundárias (lembre-se que 1 cal = 4,184 J). 
As ligações primárias: Podem ser de três tipos: Iônica, Covalente e Metálica.
As ligações secundárias envolvem energias de ligação da ordem de apenas 10 kcal/mol. 
Embora existam alguns tipos de ligações fracas (ou forças intermoleculares), elas são geralmente englobadas dentro da designação de ligações de van der Waals, (forças de interação devido à existência de dipolos).
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TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
Duas classes de compostos foram distinguidas: Polares e Apolares.
NaCl - POLAR
 CH4 - APOLAR
DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE
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Ligações iônicas são ligações fortes, onde energia deve ser fornecida para quebrar um sólido iônico ( Exemplo: Compostos iônicos possuem altos pontos de fusão).
Regra do Octeto: É possível atribuir uma valência positiva e uma valência negativa, na qual a soma dessas duas valência apresenta 8 elétrons na ultima camada de valência.
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MODELO IÔNICO
OS ELEMENTOS METÁLICOS TÊM ENERGIAS DE IONIZAÇÃO BAIXAS. LOGO ,
 A FORMAÇÃO DE CÁTIONS É ENERGETICAMENTE FAVORÁVEL.
É A DESCRIÇÃO DA LIGAÇÃO ENTRE METAIS E NÃO-METAIS , COMO NO CASO DOS METAIS DO BLOCO “s”.
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Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre dois elementos maior será o caráter iônico da ligação entre eles. 
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 Cloreto de sódio: 	Na+ Cl-
Ligação Iônica do NaCl
*É necessário absorver energia para formar cátions e ânions apartir de átomos neutros: 
Na(g) Na+ + é (H= +494 Kj/mol);
 ½ Cl2 (g) + é Cl -(g), (H= -349 Kj/mol)
*A diminuição da energia global (Energia exotérmica) leva à formação do sólido, que se deve a forte atração entre os íons. 
A Energia liberada para a formação de NaCl é igual a - 787 KJ/mol.
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CONCLUSÃO: Existe uma forte interação entre os íons sódio e cloro, que liberam
 energia para formar o sal, NaCl. A atração mútua libera energia. 
ATKINS, pg 164
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RESUMO DAS LIGAÇÕES IÔNICAS
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- Consiste no compartilhamento de elétrons.
- Ocorre entre o hidrogênio e não-metais.
- Existem as ligações covalentes simples e as ligações covalentes múltiplas.
LIGAÇÃO COVALENTE
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 Diagrama de energia potencial 
( molécula diatômica )
Quando os dois átomos estão muito distantes entre si, a interação não existe, de modo que se pode atribuir o valor zero para a energia de interação entre eles.
À medida que R diminui, a estabilidade aumenta, principalmente, em virtude da atração entre o núcleo e os elétrons.
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As ligações covalentes são formadas por:
a. Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais atômicos.
b. Sobreposição de orbitais híbridos com outros orbitais híbridos.
Classificação da Ligação Covalente
SIMPLES (ou normal), 
MÚLTIPLA (dupla e tripla) ou
COORDENADA (Ligação dativa). 
Par de elétrons compartilhados podem constituir (implicam no compartilhamento de um, dois e três pares eletrônicos, respectivamente) : 
Ligação simples (Sigma, ),
Ligações duplas (uma Sigma e uma Pi, ) e 
Lig. triplas (1 sigma e duas Pi)
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Um átomo de carbono pode usar uma ou mais camada de 
valência para formar ligações com outro átomo de carbono
(Ver Hibridização de carbono). 
Representação das moléculas: fórmula de Lewis, e Estrutural ou Molecular.
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Fórmula eletrônica de Lewis
1- Conte o Nº de eletrons de cada átomo isolado;
2- Some-os e este valor será o Nº Total de elétrons da molécula;
3- Coloque um par de é entre cada átomo (ligação química);
4- Distribua os elétrons restantes pelos átomos da molécula, respeitando a 
 regra do octeto.
Molécula de Ozônio, O3
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Exemplos: Fórmulas de Lewis
Amônia (NH3): ou H-N-H
						 
 
 A amônia possui 8é na camada de valência: N (5x1) + H (1x3) = 8 é;
O metano possui 8é na camada de valência: C (4x1) + H (1x4) = 8 é;
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Determine a fórmula de Lewis:
1) da água (H2O);
2) do gás N2;
3) íon Amônio (NH4+)
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Resposta
1)
2)
3)
OU
possui 10é na camada de valência: N (5x2) = 10é
possui 8é na camada de valência: N (5x1) + H(1x4)- 1é (carga positiva) = 8é
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A ligação coordenada (ou Covalente dativa) 
É a ligação covalente cujo par de elétrons da ligação são provenientes de um único átomo, participante da ligação. 
A distância de ligação, ou comprimento de ligação, é a distância entre os núcleos dos átomos ligados. Nesta distância, as forças atrativas e repulsivas são balanceadas.
As espécies que fornecem o par de elétrons são chamadas de base de Lewis, e as espécies que aceitam o par de elétrons são ácidos de Lewis. 
Eles reagem para formar um complexo ácido-base de Lewis pela formação de uma ligação covalente coordenada. 
Exemplo, o tetrafluoborato é um ácido de Lewis, porque recebe o par de elétrons, e a amônia é uma base de Lewis porque fornece o par de elétrons da ligação.
 
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A polaridade de ligação depende da diferença da eletronegatividade (Quantificada pelo momento dipolar, )
Quando a diferença de eletronegatividade é muito alta, a ligação será apropriadamente descrita como iônica (não há compartilhamento de elétrons).
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A força de uma ligação química é quantificada pela energia necessária (Variação da Entalpia) para rompê-la. 
Esta energia é geralmente positiva, e expressa como a variação da entalpia (H), para a dissociação de 1 mol de ligações (KJ/mol, 25C). 
A tabela abaixo mostra a energia média de ligações múltiplas.
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POLARIDADE DE UMA MOLÉCULA
A polaridade de uma molécula, medida quantitativamente por meio de seu momento dipolar, é uma medida de sua tendência em se alinhar num campo elétrico.
A simetria da molécula é importante na determinação da polaridade. 
Molécula simétrica seus dipolos individuais se cancelam  Molécula Não-Polar; 
Molécula assimétrica seus dipolos se combinam  Molécula Polar. 
Exemplo: CO2 (dióxido de carbono): 	O = C = O (momento dipolar zero)
 Cl2 (Cloro): 	 Cl  Cl (momento dipolar zero)
As ligações entre átomos diferentes têm sempre
algum grau de polaridade. 
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Ligações Secundárias
A denominação de ligação de van der Waals é utilizada como designação geral para todos os tipos de ligações secundárias (Forças fracas ou Intermoleculares). 
A principal causa para a ocorrência de uma ligação de van der Waals é a polarização da molécula, existindo pelo menos quatro modalidades deste tipo de ligação:
1)Dipolos permanentes;
2)Dipolos induzidos;
3)Forças de dispersão; 
4)Ligação ou “ponte” de hidrogênio.
A atração entre dipolos permanentes é o que acontece no caso do HF. 
Por outro lado, quando um ou mais átomos de hidrogênio estão ligados de 
forma covalente a átomos grandes, tais como oxigênio, nitrogênio ou flúor,
estabelece-se um dipolo permanente de magnitude elevada (HF). 
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As forças de dispersão é que mantém unidos átomos de gases nobres. 
A natureza desses dipolos depende da posição dos elétrons em cada instante. O deslocamento de cargas elétricas necessárias para produzir o dipolo é temporário e aleatório.
A coesão existente entre muitas cadeias poliméricas é fornecida por “pontes” de hidrogênio associado à hidroxila (OH-) e outros radicais ou grupos.
 A molécula de colágeno, composta de hélices de três cadeias de aminoácidos enroladas sobre si própria é unida por ligações covalente e de hidrogênio .
 
A- Estrutura terciária do colageno; B- Fibrilas (Imagem do SEM) 
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RESUMO GERAL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
1-As ligações químicas se formam pq. a energia potencial é diminuída quando os átomos que se ligam se aproximam um do outro;
2-A energia é diminuída ao se formar uma ligação, porque os elétrons podem se mover nas proximidades de dois ou mais núcleos (cargas positivas);
3-Elétrons de um átomo podem se mover, perto da carga positiva de um segundo átomo, especialmente quando esse átomo tiver orbitais de valência, que estão semipreenchidos ou vazios;
4-A energia será maior se um átomo atrai os elétrons mais fortemente devido a sua maior eletronegatividade, dando origem as substâncias iônicas.
5-As ligações secundárias (Van der waals) são de grande importância para as macromoléculas naturais: proteínas, enzimas, aminoácidos (estrutura primária das proteínas), etc.
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Orbitais Moleculares (OM)
A teoria dos orbitais moleculares (MO) constitui uma alternativa para se ter uma visão da ligação COVALENTE. 
Quando dois orbitais atômicos se combinam para formar dois orbitais moleculares, a energia do orbital molecular ligante é sempre menor do que a dos orbitais atômicos.
Duas condições são necessárias para que um orbital atômico de um átomo se combine com um segundo orbital atômico: 
Os orbitais atômicos devem ter energias comparáveis e se sobreporem.
Ligação dupla entre carbonos: Molécula de etileno formada pelos orbitais moleculares sp2