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Bruno Diego de Oliveira 15846

Lucas Rafael Leandro Silva 15865

Conceitos Básicos de Ligação Química

Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto

Ligação iônica Ligação covalente Polaridade da ligação e

eletronegatividade Desenhando estruturas de Lewis Exceções à regra do octeto Forças das ligações covalentes

Esta notação consiste numa representação esquemática da camada de valência de cada átomo, isto é, representa-se o símbolo do elemento rodeado dos elétrons de valência (representados por pontos ou cruzes). Cada ponto ou cada cruz representa um elétron de valência ou elétron celibatário.

S

Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons em sua camada de valência.

Obs: Existem exceções, descritas posteriormente

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-

(aq)

H2O

C12H22O11(s)

Eletrólito Ligações Iônicas

H2OC12H22O11(aq)

Não-eletrólito Ligações Covalentes

possuem elétrons relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal.

Ligações metálicas

• Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas.

• É sempre uma interação entre metais com não metais.

• Um átomo “doa” elétrons e o outro “recebe”elétrons.

Na(S) + 1/2 Cl2 (g)

• Composto eletricamente neutro• Estrutura cristalina regular devido às fortes forças

eletrostáticas• Exemplo de reação:

NaCl (S) Hf0 = - 410,9 kJ

• Perda de elétrons processo endotérmico• Ganho de elétron processo exotérmico

Ex. Na (g) Na +(g) requer 496 kJ/mol

Cl (g) Cl - (g) libera 349 kJ/mol

Se a transferência de elétron fosse o único fator, o processo seria endotérmico.

• Energia para separar um composto sólido iônico em íons gasosos•Ocorre a expansão da estrutura até que fiquem completamente separados•Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão

Ex.: NaCl (s) Na + (g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol

Depende das cargas do íons Tamanhos Arranjos no sólido Por obedecerem a equação Eel = k

Q1Q2 /D

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Hof [NaCl(g)]

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Hof [Na(g)]

Na(g) + Cl(g)

Hof [Cl(g)]

Na+(g) + e- + Cl(g)

I1(Na)

NaCl(s)

- Energia de rede de NaC

l

Energia de rede de NaC

l

E (Cl)Na+

(g) + Cl-(g)

Tendência a adquirir configurações de gás nobre

O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron de nível mais interno

Ex. : Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1

Na+ 1s22s22p6 = [Ne]

A ligação covalente é o compartilhamento de elétrons entre os elementos para que eles atinjam 8 elétrons na camada de valência e fiquem estáveis.

Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio.

Estruturas de Lewis

H + H H H

Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o argônio.

Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços. N NCl ClH H O C O

Cl + Cl Cl Cl

Observação:• Para os não-metais, o número de elétrons

de valência em um átomo neutro é o mesmo do grupo. Por exemplo, os elementos da família 7A possuem 7 elétrons em sua camada de valência, os da 6A, 6 elétrons etc.

• A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta, sendo estes no máximo três ligações possíveis.

A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0

Molécula Apolar: Não possui diferença de cargas entre os extremos da ligação.

Molécula Polar: Centro de cargas positivas e negativas não coincidem. A molécula possui uma região com carga positiva e outra com carga negativa

+ -

Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando separados, um dipolo é produzido

A magnitude é o produto da carga com a distância

A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo do que o comprimento de ligação.

= Qr

Para tal, devemos seguir os seguintes passos:

[ ]

Cl P Cl

Cl

Cl P Cl

Cl

Cl P Cl

Cl

O Br O

O

PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência

BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26

Carga Formal• Podemos desenhar várias estruturas de Lewis

diferentes que obedecem à regra do octeto.• CF = nº e- valência – nº e- na estrutura de Lewis

• Observação: cargas formais não representam cargas reais dos átomos.

Moléculas possuem um arranjo determinado

Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada

A distancia entre os átomos de estrutura ressonante é menor do que os de ligação simples e maior que os de ligação dupla

Existem três classes de exceções à 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.

Número ímpar de elétrons• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e

NO2 têm um número ímpar de elétrons.

N O N O

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.

Expansão do octeto

• 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.

Estabilidade está relacionada com as ligações covalentes da molécula

Força da ligação é determinada pela energia necessária para quebra da ligação

Moléculas com ligações fortes, possuem menor tendência a sofrer variação química

Comprimento de ligação Distância entre os núcleos dos átomos

envolvidos Quanto mais ligações entre dois átomos, mais

curta e mais forte a ligação será

C C

1,54 Å

348 kJ/mol

C C

1,20 Å

839 kJ/mol

C C

1,34 Å

614 kJ/mol

• Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição

• MAHAN. “quimica um curso universitário”

• BIANCO, Gilmar, “Ligações Químicas”