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18/04/2019

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Conceitos Básicos de Ligação QuímicaConceitos Básicos de Ligação Química

Prof. Márcio P. de Araujo

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Conteúdos

Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octetoLigações IônicasLigações CovalentesPolaridade da ligação e eletronegatividadeEnergia das Ligações CovalentesEstruturas de LewisExceções à regra do octeto

Conteúdos

Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octetoLigações IônicasLigações CovalentesPolaridade da ligação e eletronegatividadeEnergia das Ligações CovalentesEstruturas de LewisExceções à regra do octeto

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Ligações químicas


Por que as propriedades das

substâncias são tão diferentes??

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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;

Os elétrons envolvidos em uma ligação são os elétrons de valência;

Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um

átomo, utilizamos os símbolos de Lewis.


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Em essência, ligações químicas são formadas de forma a

reduzir a energia potencial das partículas carregadas que

compõem os átomos

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Símbolo de Lewis, relembrando...

O símbolo de Lewis para um elemento consiste:

1) Símbolo químico do elemento;

2) Um ponto referente a cada elétron de valência do elemento;

3) Pontos colocados nos quatro lados (equivalentes) do símbolo;

4) Cada lado pode acomodar até 2 elétrons.


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Símbolo de Lewis, relembrando...


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A Regra do Octeto, relembrando...

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 estejam circundados com por 8 elétrons de valência (4 pares de

elétrons) – configuração estável de um gás nobre;

Um octeto (8 elétrons) constitui-se de subníveis s e p completos.

*Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.


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Ligações iônicas

A partir da descoberta do elétron por Thomson (1887), foram estabelecidas

as bases eletrostáticas das ligações iônicas;

A ligação iônica é mantida pela atração eletrostática entre íons de cargas

opostas.

Cloreto deSódio

ligação iônica

Ligações iônicas exibem baixa direcionalidadeImaginem uma esfera com carga. Qual direção da

esfera será melhor atraída pela carga oposta?


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Ligações iônicas

A transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para o outro

leva à formação de íons e, o composto resultante mantém-se estável pela

interação eletrostática entre o íons formados. Esta atração é chamada ligação

iônica.

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Ligações iônicas

Alguns íons comuns a partir de elementos.

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Ligações iônicas

Considere a reação entre o sódio e o cloro:

Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ/mol


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Ligações iônicas


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A reação é violentamente exotérmica. Assim, NaCl(s) 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.

Ligações iônicas


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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- tridimensional;

Observe que os íons são empacotados o mais

próximo possível;

Não é fácil determinar uma fórmula molecular para

descrever a rede iônica.

Ligações iônicas


Átomo desódio (Na)

Átomo decloro (Cl)

Íon de sódio(Na+)

Íon de cloro(Cl-)

(+496 kJ mol-1 (Ei)) (-349 kJ mol-1 (Eae))

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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:

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.

d

QQErede

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K= 1 / 4peo

eo = 8,854 x 10-12 C2 J-1 m-1

constante fundamental chamada depermissividade no vácuo. Constante que

determina como o meio influencia naatração entre as cargas

K= 1 / 4peo

eo = 8,854 x 10-12 C2 J-1 m-1

constante fundamental chamada depermissividade no vácuo. Constante que

determina como o meio influencia naatração entre as cargas

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Como avaliamos isso? Ciclo de

Born-Haber: ciclo termodinâmico

que utiliza a lei de Hess para

analisar os fatores que contribuem

para a estabilidade de compostos

iônicos.

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A energia de rede aumenta à medida que:

1) As cargas nos íons aumentam;

2) A distância entre os íons diminui.



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Algumas tendências:

1) A energia de rede torna-se menos exotérmica (menos negativa)

com o aumento do raio iônico;

2) A energia de rede torna-se mais exotérmica (mais negativa) com o

aumento das cargas iônicas;



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Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos

Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com o número

necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais acessível;

As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável:

•Mg: [Ne]3s2

•Mg+: [Ne]3s1 não estável

•Mg2+: [Ne] estável

•Cl: [Ne]3s23p5

•Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável


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Fraturas mecânicas em sólidos iônicos

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Teoria da ligação de Lewis (1916)

Ligações iônicas não eram efetivas para explicar as ligações no Cl2 ou I2, por

exemplo;

Conceito de ligação covalente: compartilhamento de elétrons;

Por Gilbert N. Lewis:

• Ligação química iônica: formada pela transferência

de um ou mais elétrons de um átomo para outro,

formando íons atraídos eletrostaticamente.

• Ligação química covalente: resultante da divisão de

dois elétrons entre átomos.


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Grande parte das substâncias têm propriedades não-iônicas. Essas

substâncias tendem a ser gases, líquidos ou sólidos com baixos pontos de

fusão;

Novo modelo – Os átomos tendem a compartilhar elétrons a fim de alcançar

a configuração de um gás nobre – forma-se um ligação covalente;

Por exemplo: H•+•H H2 tem elétrons em uma linha imaginária que

conecta os dois núcleos de H.


Teoria da ligação de Lewis (1916)

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Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons

para que cada um alcance o octeto;

Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química

covalente que representada por um traço. Os elétrons não compartilhados

continuam a ser representados por pontos.

Teoria da ligação de Lewis (1916) – Ligações simples


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Formadas a partir do compartilhamento de mais de um par de elétrons entre

dois átomos;

Um par elétron compartilhado – ligação simples;

Dois pares de elétrons compartilhados – ligação dupla;

Três pares de elétrons compartilhados – ligação tripla.


Teoria da ligação de Lewis (1916) – Ligações múltiplas

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A teoria da ligação de Lewis considerou o compartilhamento igual entre os

átomos dos elétrons na ligação covalente – independente do átomo;

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.

Polaridade da ligação covalente

Formação dedipolos parciais dem uma ligaçãoquímica

Formação dedipolos parciais dem uma ligaçãoquímica


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Eletronegatividade: é a capacidade de um átomo para atrair elétrons em

uma ligação química;

χA –χB = diferença de eletronegatividade entre dois átomos

Exemplo: HF

Pauling sugeriu que o aumento da energia da ligação com relação

ao esperado era resultado do caráter polar da ligação química

Eletronegatividade


Pauling imaginou que considerando as energias das ligações H2 e F2, a energia da ligação HF seria um valor intermediárioentre as duas. Mas não foi observado isso. As energias tinhas valores diferentes. A média entre as duas ligações forneceum valor de 296 kJ/mol-1.

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Escala de Eletronegatividade

A eletronegatividade varia fundamentalmente com a energia dos orbitais

que o átomo usa para aceitar elétrons em uma ligação química;

Quanto maior aeletronegatividade, maior acapacidade do átomo paraatrair os elétrons de uma

ligação química;

Existem várias escalas deeletronegatividade.

Linus Pauling estabeleceu aseletronegatividades em uma

escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

Quanto maior aeletronegatividade, maior acapacidade do átomo paraatrair os elétrons de uma

ligação química;

Existem várias escalas deeletronegatividade.

Linus Pauling estabeleceu aseletronegatividades em uma

escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).


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Eletronegatividade e polaridade da 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);


em ligações covalentes polares (compartilhamento de

elétrons desigual);


em ligações iônicas (transferência de elétrons).

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Escala de eletronegatividade de Pauling é relativa, e não absoluta;

Eletronegatividade resulta na polarização de ligações químicas covalentes.



Escala de eletronegatividade de Pauling é relativa, e não absoluta;

Eletronegatividade resulta na polarização de ligações químicas covalentes.

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Contínuo dos tipos de ligação

Ligação covalentenão polar

Ligaçãocovalente polar Ligação iônica



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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 -.



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Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação;



Exemplo: r = 130 pmq = 1,6 x 10-19 C (carga do elétron)

µ = q.rµ = (1,6 x 10-19 C) . (130 x10-12 m)µ = 2,1 x 10-29 C . M= 6,2 D (teórico para transf. total do elétron)

Supondo: = 3,4 (experimental)

Percentual de caráter iônico da ligação

% caráter iônico = µ (experimental) x 100µ (teórico)

Exemplo: r = 130 pmq = 1,6 x 10-19 C (carga do elétron)

µ = q.rµ = (1,6 x 10-19 C) . (130 x10-12 m)µ = 2,1 x 10-29 C . M= 6,2 D (teórico para transf. total do elétron)

Supondo: = 3,4 (experimental)

Percentual de caráter iônico da ligação

% caráter iônico = µ (experimental) x 100µ (teórico)

Tabelas de momentos de dipolo das ligações mais comumente encontradasMomento de dipolo (D) Ligação Momento de dipolo (D)Ligação

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Eletronegatividade e momentos de dipolo

Simbolismo.

Momento de dipolo


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Momento de dipolo


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Dipolos de ligações individuais refletem características polares locais.

Momento de dipolo molecular possui característica vetorial.

Tetracloreto de carbonom= 0 D

Trifluoreto de Borom= 0 D

Dióxido de carbonom= 0 D

Momento de dipolo


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Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações

simples;

Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que as

ligações simples;

Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos são

mantidos mais próximos e mais firmemente unidos.

Entalpia de ligação e comprimento de ligação


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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 FH O

H

H N H

HCH

H

H

H

Entalpia de ligação e comprimento de ligação, relembrando...


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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



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Método para previsão do número de ligações múltiplas pela teoria de Lewis:

1) Some os elétrons de valência de todos os átomos;

2) Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos

estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples;

3) Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central;

4) Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central;

5) Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um

octeto, tente ligações múltiplas.



Langmuir (1921): proposta de uma fórmula simples para prever esta situação

é o cálculo da carga formal.

A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os

outros átomo tivessem a mesma eletronegatividade.

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Carga formal

Carga formal = nº de elétrons de valência – (nº elétrons livres + ½ nº elétrons de ligação)

44Prof. Dr. Rogério A. Gariani

7. Polaridade da ligação e eletronegatividade

Distribuição de cargas: Combinando cargas formais e eletronegatividade.

Princípio da eletroneutralidade

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A estrutura mais estável possuirá:

1) A carga formal mais baixa em cada átomo;

2) A carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.

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.

Carga formal


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Estruturas de ressonância

Em alguns casos os dados experimentais sobre o arranjo molecular não

podem ser descritos por uma única a estrutura de Lewis;

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).


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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).

Estruturas de conjugação


De fato, a estrutura é um híbrido (mistura)das duas formas de conjugação mostradasacima. Representação não demonstra que asduas formas existem ao mesmo tempo, massim que a forma final é uma combinação dasduas estruturas acima.

De fato, a estrutura é um híbrido (mistura)das duas formas de conjugação mostradasacima. Representação não demonstra que asduas formas existem ao mesmo tempo, massim que a forma final é uma combinação dasduas estruturas acima.

Híbridos de conjugaçãoHíbridos de conjugação

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As estruturas de conjugação são tentativas de representar uma estrutura

real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas.

Estruturas de conjugação


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Ressonância no benzeno: o benzeno consiste de seis átomos de carbono em

um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e

um átomo de hidrogênio;

Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C;

A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm

o mesmo comprimento (1,40 Å);

Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.



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Ressonância no benzeno: o termo ressonância refere-se a uma estabilidade

adicional adquirida pela estrutura molecular com elétrons deslocalizados em

uma forma cíclica. Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de

tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis

elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel;

O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamadas de

compostos aromáticos (nomeados assim devido a algumas moléculas desta

classe possuírem aroma).



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Existem três classes de exceções à regra do octeto:

1) Moléculas com número ímpar de elétrons;

2) Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto,

ou seja, moléculas deficientes em elétrons;

3) Moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja,

moléculas com expansão de octeto.

Número ímpar de elétrons: poucos exemplos. Geralmente, moléculas como

ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.

N O N O


Exceções à regra do octeto

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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.

Deficiência em elétrons


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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.

Expansão do octeto


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Expansão do octeto


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