Aula de ligações químicas 2014

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Ligações químicas 
Candidato: Dr. João Paulo de Mesquita 
1 
Introdução 
2 
Propriedades Químicas (reatividade, acidez.) 
Geometria e estrutura eletrônica 
Ligação química 
Hélio A. Duarte. Ligações Químicas: Ligação Iônica, covalente e metálica. Cadernos temáticos de Química nova na escola N° 4 – Maio 2001. 
Interação forte de dois ou mais átomos 
Tipos de ligações químicas 
3 
Ligação iônica 
Ligação metálica 
Ligação covalente 
Cátions dispersos num 
"mar de elétrons" 
Compartilhamento de 
pares de elétrons 
TOM (Teoria de bandas) 
Drude-lorentz 
Interação entre íons 
Lewis 
Teoria de Ligação de valência (TLV) 
Teoria dos orbitais moleculares (TOM) 
Modelo eletrostático 
Lewis: A teoria do octeto 
4 
Uma forma simples de prever ou descrever uma ligação covalente. 
Gilbert Newton Lewis (1875-1946) 
Proposta 
em 1916 
“...cada átomo em um composto covalente 
tende a adquirir o octeto através do 
compartilhamento de elétrons.” 
Octeto s2 p6 Configuração de um gás nobre 
Regra do octeto 
Explicava uma grande 
variedade de moléculas 
http://en.wikipedia.org/wiki/File:GilbertLewis.jpg
Estruturas de Lewis 
5 
1- Determine o nº de elétrons a serem incluídos na estrutura somando 
todos os elétrons de valência 
2- Escreva os símbolos químicos dos átomos que mostre quais átomos 
estão ligados entre si. 
3- Coloque um par de elétrons formando uma ligação química simples 
entre os átomos ligantes e o restante sobre todos os átomos para 
completar o octeto 
Não esquecer a carga do íon!!!!!! 
Átomos centrais são menos eletronegativos e presentes em menor quantidades 
A regra do octeto... 
Ex.: CO2 
PAULO CESAR
Typewritten Text
PAULO CESAR
Typewritten Text
PAULO CESAR
Typewritten Text
PAULO CESAR
Typewritten Text
Lembre-se da carga do ion 
PAULO CESAR
Typewritten Text
Exceções a teoria dos octetos 
6 
1- Compostos em que o átomo central possui menos elétrons de valência 
2- Compostos em que o átomo central possui mais elétrons de valência 
3- Compostos com número impar de elétrons de valência 
Ex.: Compostos de boro 
NO e NO2 
SiF6
2-, SF6 e PCl5 
Ressonância 
7 
Ligação dupla O-O = 121pm 
Ligação simples O=O = 148 pm 
Ligação O-O no ozônio = 128 pm 
 Deve ser entendida como uma mistura de estruturas e não como 
uma alternância entre elas. 
Ozônio 
 A estrutura mista de duas ou mais estruturas de Lewis é denominado 
híbrido de ressonância. 
i) A ressonância distribui a ligação por toda a molécula 
ii) A energia de um híbrido de ressonância é menor do que a de 
qualquer das estruturas isoladas.. 
IMPORTANTE!!! 
A carga formal 
8 
NO2F 
Carga formal (CF): É a carga que um átomo teria no composto caso os 
elétrons, que participam da ligação, estivessem divididos igualmente entre os 
dois átomos. 
CF = eVA - (eIS + 1/2 eCO) 
Elétrons de 
valência 
Elétrons 
isolados 
Elétrons 
compartilhados 
A carga formal 
9 
a) Cargas iguais em átomos adjacentes 
b) Cargas opostas em átomos não-adjacentes 
c) Carga dupla em qualquer átomo 
d) Carga em desacordo com a eletronegatividade relativa dos átomos 
Estruturas pouco estáveis 
Propriedades da ligação 
Comprimento e força e ordem de uma ligação 
10 
O comprimento de uma ligação, no equilíbrio, em uma molécula é a 
separação internuclear dos dois átomos ligados . 
A força de uma ligação é a medida da entalpia de dissociação 
AB(g) → A(g) + B(g) 
Ordem de uma ligação (OL) é definida como sendo o nº de pares de 
elétrons compartilhados dividido pelo nº de regiões internucleares 
Ex.: Qual a ordem de ligação no íon CO3
2-? 
Propriedades da ligação 
Comprimento e força e ordem de uma ligação 
11 
Forte ligação = ligação curta 
Forte ligação = maior ordem 
Ligação curta = maior ordem 
Teoria de repulsão dos pares de elétrons de valência 
12 
Teoria de repulsão dos pares de elétrons de valência 
Em 1957 Ronald Gillespie e Ronald Sydney Nyholm propuseram a 
A distribuição espacial de átomos coordenados e elétrons 
não-ligantes ou isolados será aquela que minimiza a 
repulsão eletrostática entre eles 
Extensão das ideias de Lewis 
Devem ficar o mais afastados possível 
13 
Determine o arranjo eletrônico e a estrutura molecular do NH3 
SF4 e SO3
2-. 
1º. Desenhar a estrutura de Lewis 
3º. Determinar o numero de pares não ligantes 
2º. Determinação do arranjo eletrônico total ao redor do átomo central. 
Determinar a geometria deste arranjo. 
4º. Os elétrons não-ligantes se repelem mais, por isso devem ficar o 
mais afastado possível. 
5º. Determinar a geometria molecular. 
Teoria de repulsão dos pares de elétrons de valência 
Arranjo com 2 e 3 pares de elétrons 
14 
Pares 
elétrons em 
ligações 
Pares 
elétrons não 
ligantes 
Estrutura Geometria 
2 0 
Linear; 
Ângulo de 
180º (Ex.: 
BeCl2) 
3 0 
Trigonal 
plana; angulo 
de 120º (Ex: 
BF3) 
Para 3 pares há a geometria angular (Ex. NO2
-) 
Arranjo com 4 pares de elétrons 
15 
Pares elétrons 
em ligações 
Pares elétrons 
não ligantes 
Estrutura Geometria 
4 0 
Tetraédrica; 
todos os 
ângulos 109.5º 
3 1 
Piramidal 
trigonal (Ex: 
NH3) 
2 2 
Ângular (Ex: 
H2O) 
 
Arranjo com 5 pares de elétrons 
16 
Número de pares 
em ligações 
Número de pares 
não ligantes 
Estrutura Geometria 
5 0 
Trigonal 
bipiramidal (Ex: 
PCl5) 
4 1 
Gangorra (Ex: 
SF4, XeO2F2;IF4
+) 
3 2 
Em forma de T 
(Ex: ClF3) 
2 3 
Linear (Ex: I3
-, 
XeF2) 
 
Arranjo com 6 pares de elétrons 
17 
Número de pares 
ligantes 
Números de pares 
não ligantes 
Estrutura Geometria 
6 0 
 
Octaédrica (todos 
os ângulos com 
90º) 
5 1 
 
Pirâmidal quadrada 
(Ex: BrF5, XeOF4) 
 
4 2 
 
Quadrada plana 
(XeF4, ICl4
-) 
 
Resumindo ... 
18 
Arranjo eletrônico 
G
eo
m
etria m
o
lecu
lar 
Teorias de ligação: TLV e TOM 
19 
Teoria de ligação de valência (TLV) 
20 
A formação de uma ligação química ocorre quando as funções de onda de 
dois elétrons, cada um presente em um orbital, se superpõem 
construtivamente. 
Superposição dos orbitais é frontal = ligação σ 
Ligação  
21 
O O 
z 
y 
Ligação sigma 
Concentração eletrônica fora do eixo de ligação dos átomos 
Ligação Pi () 
Sobreposição paralela dos orbitais ligantes 
TLV da molécula de água 
22 
2s px py pz 
H2O 
O 
H 
1s 
 Pela TLV o oxigênio na água faria duas 
ligações com ângulos de 90 º. 
O ângulo de ligação real = 104,5º 
Além disso... 
23 
2s px py pz 
Carbono (C) 
 A substância mais simples formada por carbono e 
hidrogênio é o METANO (CH4) com ângulos de 109º 
 Pela TLV, a substância mais simples formada por C e H deveria 
portanto ser o CH2 
 Com ângulos de 90 º 
Hibridização 
24 
De acordo com a hibridização os as funções de onda dos orbitais puros 
(s, p, d), de um mesmo átomo, se sobrepõem para formar novos orbitais 
ψsp3(1)= ψ2s + ψ2px + ψ2y + ψ2pz 
ψsp3(2)= ψ2s + ψ2px - ψ2y - ψ2pz 
ψsp3(3)= ψ2s - ψ2px + ψ2y - ψ2pz 
ψsp3(4)= ψ2s - ψ2px - ψ2y + ψ2pz 
Nos casos do H2O e CH4 
 Os lóbulos dos orbitais 
híbridos são mais expandidos 
e direcionais 
Interagem de forma mais 
efetiva 
Ligações químicas 
mais fortes 
Arranjo tetraédrico 
Hibridização 
25 
Numero de 
coordenação 
Geometria Orbitais híbridos 
2 Linear (180º) sp 
3 Trigonal plana (120º) sp2, p2d 
Angular 
4 Tetraédrica (109,5º) sp3, sd3 
Quadrática plana 
(90º) 
sp2d, p2d2 
5 Bipirâmide trigonal 
(90º, 120º) 
sp3d, spd3 
6 Octaédrica sp3d2 
Importante! 
A geometria é 
consequência da 
repulsão dos elétrons e 
não da hibridização. 
Exercícios 
26 
 Qual a hibridização nos compostos SO3
2- e SF4? 
Teoria dos orbitais moleculares (TOM) 
 Não permite a comparação entre as energias de ionização das 
moléculas e íons com seus átomos. 
 Não explica o paramagnetismo do oxigênio (O2). 
Problemas da TLV: 
Prever ou explicar a existência de moléculas (Li2, F2, He). 
 Coma introdução do conceito de hibridização explica a geometria 
das moléculas 
 Explica relativamente bom as ligações químicas nos compostos. 
A TLV: 
Teoria dos orbitais moleculares 
 Elucida essas e outras dúvidas com relativa facilidade. 
 Todos os elétrons de valência têm uma influência na estabilidade da 
molécula. Em alguns casos até mesmo os elétrons de níveis inferiores com 
energias próximas 
 Os orbitais atômicos (OA) do nível de valência deixam de existir quando 
as moléculas são formadas. Esses orbitais novos (OM) possuem energias 
diferentes com uma nova distribuição da nuvem eletrônica 
Como são formados os orbitais moleculares? 
 São formados pela combinação linear dos orbitais atômicos de átomos 
diferentes. 
Na hibridização os orbitais são do mesmo átomo. 
Porém, deve-se seguir algumas regras ou princípios 
1º. O número total de OMs é igual ao numero total de OAs 
2º. O orbital molecular ligante tem energia menor enquanto que os orbitais 
moleculares antiligantes tem energia maior que os OAs. 
3º. Assim como na distribuição eletrônica nos átomos OMs seguem a regra 
de Hund e o princípio da exclusão de Pauli 
OML: interferência construtiva. 
É possível uma interferência destrutiva (OMAL)? 
Resumindo e concluindo... 
Diagrama de energia Oms do H2 
Outros OM’s ligantes e antiligantes 
 Planos nodais OMLs = 
Planos nodais presentes nos 
OAs 
 Planos nodais dos OMALs 
= Planos nodais dos OAs + 1 
Ligações  na TOM 
Orbitais moleculares não ligantes (OMNLs) 
A TLV prevê a existência de orbitais não ligantes. Então como a TOM 
descreve estes orbitais? 
OML’s (e conseqüentemente os OMAL’s) 
OAs com energia 
semelhante 
OAs com simetria 
adequada 
Simetria não adequada 
Exemplos de superposições não construtivas nem destrutivas 
Diagrama de energia do HCl 
Comprimento, energia e ordem de ligação 
Diagrama de energia para o N2 
Diagrama de energia do F2 
E os problemas da TLV? 
O magnetismo do O2 
O O2 é paramagnético e não 
diamagnético como mostra a 
TLV 
E os problemas da TLV? 
Exercício 
1. Na sua opinião a molécula de Li2 e Be2 existem? Utilize a TOM para responder. 
2. Qual a ordem de ligação do íon O2
- e qual o seu comportamento magnético? 
Compare a sua reatividade com a molécula de O2. 
TOM para moléculas planas - CO3
2-, NO3
- 
C
O
OO
2-
N
O
O
O
Sistema  
Total de elétrons = 24 
Elétrons  = 6 
Elétrons não ligantes = 12 
São estruturas de ressonância 
Moléculas planas CO3
2-, NO3
- 
CpOpOpOp zzzz  321
CpOpOpOp zzzz  321
*
Sistema  
pzC
pzO2pzO1 pzO3


nl nl
Elétrons  = 6 
Elétrons não ligantes = 4 
A TOM trata de modo muito 
mais simples a ressonância 
OMs do B2H6 (Deficiência de elétrons) 
OMs do O3 
Exercícios 
1. Discuta a ressonância prevista pela TLV utilizando a TOM para o 
ozônio. Diga qual a ordem de ligação entre os átomos de oxigênio e 
represente os orbitais moleculares ligantes para esta molécula. 
FIM 
51