LIGAÇÕES QUÍMICAS

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Profa. Ana Cristina Brito
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Por quê??
LIGAÇÕES QUÍMICAS
O QUE É??
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.
Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal.
Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.
O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. 
Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÕES QUÍMICAS
A “regra” do octeto
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. 
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).
ATENÇÃO!!!
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)	DHºf = -410,9 Kj
LIGAÇÃO IÔNICA
LIGAÇÃO IÔNICA
Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s)
Na (g)
Cl (g)
Na+ (g)
Cl- (g)
+
Hfo = -411 kJ/mol
Hv = 108 kJ/mol
HEI = + 496 kJ/mol
Hd = 122 kJ/mol
HAE = - 349 kJ/mol
 Energia de rede
Hfo= Hv + Hd+ HEI + HAE - Hrede
Ciclo de Born-Haber
LIGAÇÃO IÔNICA
-411 = 108 kJ + 122kJ + 496 kJ + (-394 kJ) - Hrede
Hfo= Hv + Hf + HEI + HAE - Hrede
 Hrede = 108 kJ + 122 kJ + 496 kJ – 349 kJ + 411 kJ
Hrede = 788 kJ/mol
LIGAÇÃO IÔNICA
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:
	k 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.
LIGAÇÃO IÔNICA
LIGAÇÃO IÔNICA
LIGAÇÃO IÔNICA
Íons de metais de transição
As energias de rede compensam a perda de até três elétrons.
Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d).
LIGAÇÃO IÔNICA
A forte atração entre os íons com carga opostas em um sólido cristalino influência nas suas propriedades
LIGAÇÃO IÔNICA
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.
LIGAÇÃO covalente
LIGAÇÃO COVALENTE
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:
LIGAÇÃO COVALENTE
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
LIGAÇÃO COVALENTE
Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
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.
O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
LIGAÇÃO COVALENTE
Eletronegatividade
Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula .
Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
A eletronegatividade aumenta:
ao logo de um período e
ao descermos em um grupo.
LIGAÇÃO COVALENTE
Eletronegatividade e polaridade de ligação
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).
LIGAÇÃO COVALENTE
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 -.
LIGAÇÃO COVALENTE
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.
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).
LIGAÇÃO COVALENTE
DESENHANDO A ESTRUTURA DE LEWIS
Some os elétrons de valência de todos os átomos.
Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. 
Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.
LIGAÇÃO COVALENTE
PCl3
P (Z=15 ) Cl (Z=17)
DESENHANDO A ESTRUTURA DE LEWIS
Desenhe a estrutura de Lewis para:
HCN b) NO+
LIGAÇÃO COVALENTE
C (Z=6 ); N (Z=7); O (Z = 8)
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 em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade
LIGAÇÃO COVALENTE
Para calcular a carga formal: 
Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação.
A carga formal é: 
os elétrons de valência – o número de ligações – os elétrons de um único par
LIGAÇÃO COVALENTE
Para o C: 
Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
Carga formal: 4 - 5 = -1.
LIGAÇÃO COVALENTE
Para o N:
Existem 5 elétrons de valência.
Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
Carga formal = 5 - 5 = 0.
LIGAÇÃO COVALENTE
Carga formal
A estrutura mais estável tem:
a carga formal mais baixa em cada átomo,
a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.
LIGAÇÃO COVALENTE
Exercício
1. Escreva as estruturas possíveis para o íon tiocianato, SCN-, e identifique a mais estável.
LIGAÇÃO COVALENTE
C (Z=6 ); N (Z=7); S (Z = 16)
Exercício
1. Escreva as estruturas possíveis para o íon NCO- e identifique a mais estável.
LIGAÇÃO COVALENTE
C (Z=6 ); N (Z=7); O (Z = 8)
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.
LIGAÇÃO COVALENTE
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).
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas.
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.
LIGAÇÃO COVALENTE
A maioria dos elementos da tabela NÃO segue a “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.
LIGAÇÃO COVALENTE
Número ímpar de elétrons
Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. 
LIGAÇÃO COVALENTE
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.
LIGAÇÃO COVALENTE
Deficiência em elétrons
LIGAÇÃO COVALENTE
Expansão do octeto
Esta é a maior classe.
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.
LIGAÇÃO COVALENTE
Expansão do octeto
LIGAÇÃO COVALENTE
1) Escreva a estrutura de Lewis para PCl5 P(Z=15); Cl (Z=17)
A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação:
Cl2(g)  2Cl(g).
Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g)  C(g) + 4H(g)	H = 1660 kJ
A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização:
D(C-H) = ¼		H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.
LIGAÇÃO COVALENTE