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Conceitos básicos de ligação química Camada de Valência Camada Interna Configuração eletrônica no estado fundamental Átomos pequenos LEWIS DOT SYMBOLS FOR COMMON ELEMENTS GROUP I II III IV V VI VII VIII H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ge As Se Br Kr Sn Sb Te I Xe : : : : : : : : : : : :: :: : : : : : .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. : : : : : : : : . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . .. .. . . .. . . . . . . . . . . . . . . . pontos representam Elétrons de Valência Representação de Lewis 1. O número de elétrons que pode ser acomodado em cada camada tem um limite. 1ª Camada : 2 e- 2ª Camada : 8 e- 3ª Camada : 8 e- ou 18 e- 2. A estabilidade máxima é alcançada quando a camada de valência se encontra tal qual a dos Gases Nobres. He → 1s2 Ne → 1s2 2s2 2p6 ou [He] 2s2 2p6 Ar → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou [Ne] 3s2 3p6 Kr → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ou [Ar] 4s2 3d10 4p6 Regra do Octeto: “Átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até que existam 8 elétrons na sua Camada de Valência, assim como os Gases Nobres ” Na → 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne] 3s1 logo Na+ → [Ne] Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ou [Ne] 3s2 3p5 logo Cl- → [Ar] 8 e- Camada de Valência Pressupostos de Kossel e Lewis H F ICl Bruma ligação Oduas ligações Ntrês ligações Cquatro ligações Valência de átomos importantes em Quim Org Uma ligação química entre dois átomos ou grupos de átomos ocorre quando as forças entre eles são suficientes para levar à formação de um agregado (uma molécula) com estabilidade de tal tamanho que torne conveniente ao químico considerá-la uma “espécie molecular” independente Linus Pauling, 1967 Ou seja, forma-se uma ligação química entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menor energia que a energia total dos átomos separados 1. Transferência completa = ligação iônica 2. Compartilhamento = ligação covalente 3. Ligação metálica (não será discutida) Por que átomos fazem ligações? Metais alcalinos possuem somente 1 elétron na camada de valência. Tendência de perda deste elétron e formação de um cátion. Halogêneos possuem 7 elétrons na camada de valência. Tendência a ganhar um elétron para formar um ânion. Na (1s22s22p63s1) -> Na+ (1s22s22p6) +1e- Cl (1s22s22p63s23p5 ) +1e- -> Cl- (1s22s22p63s23p6) De maneira geral, somente os elementos metálicos tem energia de ionização suficientemente baixa para tornar favorável a formação de cátions monoatômicos 1. Ligação iônica Ligação Iônica Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Ligação iônica: Ligação química advinda da atração eletrostática entre cargas opostas! É possível calcular a energia da rede cristalina e assim a estabilidade relativa de um cristal Todos os cátions e ânions interagem ao mesmo tempo, formando um cristal. 1. Ligação iônica 3 passos teóricos: - Átomos de sódio perdem elétrons (elemento alcalino, famíia IA) - Esses elétrons se ligam aos átomos de Cloro (halogênio, família VIIA) - Cátions e ânions resultantes se aglomeram na forma de um cristal Perda do elétron por parte do Sódio é um processo desfavorável, compensado parcialmente pelo ganho do elétron pelo Cloro Após a formação das espécies iônicas carregadas, há a compensação energética devido a atração eletrostática entre íons de carga oposta, tornando favorável energeticamente a formação de cristais de NaCl 1. Ligação iônica - energética Compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos de eletronegatividade semelhante F , O , N , Cl , Br , I , S , C , P , H Eletronegatividade é uma mensuração quantitativa da capacidade que um átomo tem de trazer os elétrons em uma ligação mais próximos a si. 2. Ligação covalente Várias maneiras de calcular eletronegatividade. A mais simples: média da energia de ionização e afinidade eletrônica. H—H H—F H—Li F , O , N , Cl , Br , I , S , C , P , H Eletronegatividade 2. Ligação covalente - polaridade Propriedades de moléculas devido tipo de ligação Toda ligação química pode ser vista como um híbrido de uma ligação puramente covalente e uma ligação iônica Covalente ou iônica? Caráter iônico percentual Representando Estruturas Químicas com as Estruturas de Lewis 1. Determine a fórmula molecular de uma substância. (Análise Elementar ou Espectrometria de Massas) Exemplo: CH 4 (metano) ou CH4O (metanol) 2. Calcular o número total de elétrons de valência desta fórmula molecular Exemplo: Metano Metanol 1 x C = 1 x 4 e- = 4 e- 1 x C = 1 x 4 e- = 4 e- 4 x H = 4 x 1 e- = 4 e- 4 x H = 4 x 1 e- = 4 e- total de e- de valência = 8 e- 1 x O = 1 x 6 e- = 6 e- total de e- de valência = 14 e- Estrutura de Lewis 3. Levando em consideração a valência de cada átomo, arranje os átomos simetricamente ao redor de um átomo central. Coloque os hidrogênios na parte mais externa pois sua valência é um e vá colocando do de menor valência para o de maior valência até chegar ao átomo central. Exemplo: Metano Metanol 4. Conecte os átomo com traços, lembrando que cada traço representa uma ligação covalente, ou seja dois elétrons compartilhados. Exemplo: Metano Metanol 5. Some o número de elétrons utilizados para formar as ligações e subtraia do número total de elétrons de valência. Distribua os elétrons restantes aos pares nos átomos que ainda não tem o octeto completo, em especial os mais eletronegativos.. Exemplo: Metano Metanol Estrutura de Lewis Representando Estruturas Químicas com as Estruturas de Lewis Quando há Ligações Múltiplas 1. Determine a fórmula molecular de uma substância. (Análise Elementar ou Espectrometria de Massas) Exemplo: CH 2O (Formaldeído) ou C2H2 (Etino) 2. Calcular o número total de elétrons de valência desta fórmula molecular Exemplo: Formaldeído Etino 1 x C = 1 x 4 e- = 4 e- 2 x C = 2 x 4 e- = 8 e- 2 x H = 2 x 1 e- = 2 e- 2 x H = 2 x 1 e- = 2 e- 1 x O = 1 x 6 e- = 6 e- total de e- de valência = 10 e- total de e- de valência = 12 e- Estrutura de Lewis 3. Levando em consideração a valência de cada átomo, arranje os átomos simetricamente ao redor de um átomo central. Coloque os hidrogênios na parte mais externa pois sua valência é um e vá colocando do de menor valência para o de maior valência até chegar ao átomo central. Exemplo: Acetaldeído Etino 4. Conecte os átomo com traços, lembrando que cada traço representa uma ligação covalente, ou seja dois elétrons compartilhados. Se houver algum átomo com octeto incompleto, faça ligações duplas ou triplas Exemplo: Acetaldeído Etino 5. Some o número de elétrons utilizados para formar as ligações e subtraia do número total de elétrons de valência. Distribua os elétrons restantes aos pares nos átomos que ainda não tem o octeto completo, em especial os mais eletronegativos. Exemplo: Acetaldeído Etino Estrutura de Lewis Representando Estruturas Químicas com as Estruturas de Lewis de Espécies Carregadas 1. Determine a fórmula molecular de uma substância. (Análise Elementar ou Espectrometria de Massas) Exemplo: HCO2 – (Ânion bicarbonato) ou NO2 + (Cátio Nitrônio) 2. Calcular o número total de elétrons de valência desta fórmula molecular esome ao número de elétrons excedentes em ânions ou subtraia o valor de carga positiva do cátion Exemplo: Bicarbonato Nitrônio 1 x C = 1 x 4 e- = 4 e- 1 x N = 1 x 5 e- = 5 e- 1 x H = 1 x 1 e- = 1 e- 2 x O = 2 x 6 e- = 12 e- 2 x O = 2 x 6 e- = 12 e- total de e- de valência = 17 e- total de e- de valência = 17 e- Carga Líquida = - 1 e- Carga Líquida = + 1 e- Total de elétrons = 16 e- Total de elétrons = 18 e- Estrutura de Lewis 3. Levando em consideração a valência de cada átomo, arranje os átomos simetricamente ao redor de um átomo central. Coloque os hidrogênios na parte mais externa pois sua valência é um e vá colocando do de menor valência para o de maior valência até chegar ao átomo central. Exemplo: Bicarbonato Nitrônio 4. Conecte os átomo com traços, lembrando que cada traço representa uma ligação covalente, ou seja dois elétrons compartilhados. Se houver algum átomo com octeto incompleto, faça ligações duplas ou triplas. Exemplo: Bicarbonato Nitrônio Estrutura de Lewis 5. Some o número de elétrons utilizados para formar as ligações e subtraia do número total de elétrons de valência. Distribua os elétrons restantes aos pares nos átomos que ainda não tem o octeto completo, em especial os mais eletronegativos. Exemplo: Bicarbonato Nitrônio 6. Calcule a carga formal de cada átomo utilizando a equação: Carga formal = no e-valência do átomo - (n o e-não ligantes + ½ n o e-ligação) Exemplo: Bicarbonato Nitrônio CF (H) = 1 - (0+ ½ . 2) = 0 CF (C) = 4 - (0+ ½ . 8) = 0 CF (O) = 6 - (6+ ½ . 2) = -1CF (O) = 6 - (4+ ½ . 4) = 0 CF (N) = 5 - (0+ ½ . 8) = +1 CF (O) = 6 - (4+ ½ . 4) = 0CF (O) = 6 - (4+ ½ . 4) = 0 Estrutura de Lewis Exercícios representação de Lewis em sala de aula Faça a representação de Lewis e calcule cargas formais quando presentes: CH3NH2 H2CO2 NO2 - CO3 2- NH4 + Observação MUITO importante: a carga negativa SEMPRE deve estar no elemento mais eletronegativo Identificar o elemento mais eletronegativo em cada uma dessas moléculas Existem exceções à regra do octeto H2CO H2O2 Estrutura de Lewis NH4Br SO3, SO3 2-, K2SO3 Exceção a regra do octeto o mesmo para F, Br ou I(+)Cl(0)Cl(-)Cl carga formal = -1boro com 4 ligaçõesB carga formal = +1carbono com três ligaçõesC carga formal = 0 carbono com três ligações C carga formal = -1 carbono com quatro ligações C carga formal = +1nitrogênio com quatro ligaçõesN carga formal = 0nitrogênio com três ligaçõesN carga formal = -1 nitrogênio com duas ligaçõesN carga formal = +1 oxigênio com três ligaçõesO carga formal = 0oxigênio com duas ligaçõesO carga formal = -1oxigênio com uma ligaçãoO Resumo de cargas formais Estruturas com a mesma energia que se sobrepõem Comprimento de todas as ligações é igual, algo entre uma ligação simples e uma ligação dupla Para o íon nitrato (NO3 -) As estruturas são conhecidas como híbridos de ressonância Exemplo CH3COO- (íon acetato) Elétrons deslocalizados Estruturas de ressonância Teorias que descrevem a Ligação Química a partir do Modelo Quântico Teoria da Ligação de Valência Teoria do Orbital Molecular Busca entender como os orbitais atômicos de átomos dissociados se combinam para dar ligações químicas individuais quando uma molécula é formada. Elétrons localizados na região entre os átomos ligados. Considera os elétrons de uma molécula ocupando orbitais moleculares que são formados pela combinação linear de todos os orbitais atômicos de todos os átomos na estrutura. Elétrons deslocalizados por toda a extensão da molécula. TLV e TMO Estrutura de Lewis H : H ou H―H Teoria de Lewis ignora as mudanças energéticas decorrentes da interação Entendendo a Formação da molécula de Hidrogênio (H2) Pela Teoria da Ligação de Valência 1. TLV Ligação sigma () Superposição de orbitais atômicos, Distribuição eletrônica na forma de uma salsicha (densidade eletrônica acumulada no meio da molécula. Não há plano nodal! H Cl N N Ligação pela sobreposição de orbitais s-p 1. TLV Ligação pela sobreposição de orbitais p-p Ligação Pi () Continuando no N2 como modelo. Essa molécula apresenta ainda 1 elétron desemparelhado em cada orbital em cada átomo e somente uma sobreposição lateral pode ocorrer. 3 elétrons na camada p (px, py e pz). 1 forma uma ligação sigma. Superposição lateral de nuvens eletrônicas com maior densidade eletrônica no plano superior e inferior da ligação no eixo x. É um orbital com dois lobos (apresenta um plano nodal). 1. TLV Hibridização dos Orbitais Atômicos s e p no átomo de Carbono CH4 como modelo Elétrons de valência do carbono Somente duas ligações com H?? Diferença energética pequena, promoção de um elétron da camada s Orbitais p são perpendiculares e o ângulo entre as ligações é de 109,5 Mistura de orbitais em um átomo na geração de um conjunto de orbitais híbridos Formado por 1 s e 3 orbitais p 1. TLV - Hibridização Metano Amônia 1. TLV – orbitais sp3 Descrição do Metano por meio da Teoria da Ligação de Valência e o átomo de Carbono Hibridizado 1. TLV – orbitais sp3 Descrição do Etano por meio da Teoria da Ligação de Valência e o átomo de Carbono Hibridizado 1. TLV – orbitais sp3 Ligação dupla do eteno pela TLV e pela hibridização de orbitais Um orbital s hibridiza com dois orbitais p = sp2. Ainda sobra um orbital p Carbono sp2 se liga a 3 átomo e define um plano ele é chamado de carbono trigonal planar. 1. TLV – orbitais sp2 Encurta em 10 pm a ligação química e influencia a reatividade molecular 1. TLV – orbitais sp2 Ligação dupla do etino pela TLV e pela hibridização de orbitais 1. TLV – orbitais sp UMA LIGAÇÃO SIMPLES É UMA LIGAÇÃO SIGMA UMA LIGAÇÃO DUPLA É UMA LIGAÇÃO SIGMA E UMA LIGAÇÃO PI UMA LIGAÇÃO TRIPLA É UMA LIGAÇÃO SIGMA E DUAS LIGAÇÕES PI Balões amarrados em suas extremidades tendem à conformação mais estável. Mesma coisa acontece com átomos Repulsão de pares eletrônicos no nível de valência O modelo VSEPR (RPENV) Amplia a teoria de Lewis pois permite explicar as formas das moléculas, introduzindo regras que permitem explicar o ângulo de ligação. Regra 1. As regiões de altas concentrações de elétrons se repelem, e para reduzir esta tensão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do átomo central. 180° 120° 109,5° Linear Trigonal planar Tetrahédrica O modelo VSEPR (RPENV) PCl5 SF6 90° 120° Bipirâmide trigonal 90° todos os ângulos Octaédrica Regra 2. Não há distinção entre ligações simples e ligações múltiplas. CO2 é planar. CO3 2- é trigonal planar O modelo VSEPR (RPENV) Regra 3. Quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são tratadas independentemente. Arranjo trigonal planar para cada átomo de C Regra 4. Pares de elétrons isolados no átomo central exercem maior efeito repulsivo que pares ligantes (nuvem eletrônica mais volumosa porque está restrita a somente um átomo). Piramidal trigonal Ângulo diferente da molécula tetrahédrica O modelo VSEPR (RPENV) O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação Efeito de elétrons não-ligantes Para determinar o arranjo: • Desenhe a estrutura de Lewis, • conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, • ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a repulsão elétron – elétron, conte as ligações múltiplas como um par de ligação. Exemplo: Amônia, NH3 Determinação do arranjo Arranjo e geometria molecular de moléculas Nr. Domínios de elétrons ArranjoDomínios ligantes Domínios não-ligantes Geometria Exemplo Arranjo e geometria molecular de moléculas Arranjo e geometria molecular de moléculas Defina a hibridização de cada um dos carbonos e o arranjo de cada C da seguinte molécula: Dê a hibridização e os ângulos de ligação H-C-H e C-C-C do propino Exercícios em sala Exemplos: Determine o arranjo eletrônico e a geometria molecular: 1. NH4 + 2. SO2 3. O3 PBr4. 5 µ = 1,85 D µ = 1,47 D Ligações Covalentes Polares e Moléculas Polares Ligações Covalentes Polares e Moléculas Orgânicas Polares Geometria molecular e polaridade Apesar das Ligações Covalentes Polares as Moléculas podem ser Apolares A geometria molecular influencia no momento dipolar, influenciando a polaridade da molécula Geometria molecular e polaridade Limitações inerentes à teoria de Ligação de Valência indicam que ligações químicas não podem ser vistas somente como a sobreposição de orbitais – não significa que as outras teorias estão erradas. Na teoria dos orbitais moleculares, elétrons estão deslocalizados por toda a molécula e não somente em seus átomos originais. Interferência construtiva entre orbitais Interferência destrutiva entre orbitais Orbitais atômicos são como ondas centradas em núcleos de origem Orbital ligante. Menor energia do que quando o elétron está confinado ao átomo Orbital antiligante. Elétron excluído do núcleo e com energia maior que quando confinado ao átomo A combinação de n orbitas atômicos (OA) leva à formação de n orbitais moleculares (OM). 2. Teoria dos Orbitais moleculares 2. Teoria dos Orbitais moleculares 2. Diagrama de orbitais moleculares para H2 Orbital ligante Orbital antiligante Orbital atômico Orbital atômico Representação da ligação entre dois átomos de hidrogênio na molécula de H2 segundo a teoria dos orbitais moleculares 1. Elétrons são acomodados primeiro nos orbitais de energia mais baixa e sucessivamente nos de energia mais alta 2. Cada orbital pode acomodar no máximo dois elétrons (Pauli) 3. Elétrons ocuparão orbitais de mesma energia um a um (Hund) Ligação sigma 2. Diagrama de orbitais moleculares para H2 Li2 como exemplo Qual a configuração eletrônica do Lítio? Como os elétrons estão distribuídos nos orbitais moleculares? Mesmo número de elétrons no orbital ligante e no antiligante. Não produzem nem efeito atrativo nem repulsivo 2. Diagrama de orbitais moleculares para H2 Orbitais moleculares formados a partir de orbitais 1s 2. Formato dos orbitais 2. Formato dos orbitais Moléculas diatômicas homonucleares formadas por átomos do segundo período Desenvolver no quadro Li2, Be2, C2, N2, O2 e F2 En e rg ia 2. Moléculas formadas por átomos do 2° período Ordem de ligação = ½ (nº de elétrons nos orbitais ligantes – nº de elétrons em orbitais antiligantes) OL = ½ (8-2) = 3 :N N: Conforme previsto por Lewis! Molécula de N2 como exemplo 2. Ordem de ligação
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