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Ligações Químicas
Prof. Ms. Vanderlei Inácio de Paula
Ligações Químicas• O professor recomenda:
Estude pelos seguintes livros/páginas sobre a Ligações químicas e faça os exercícios!
Shriver Ed 3. Cap.3
p. 87-126Shriver Ed 4
Cap.2 p.57-91
Lee Cap. 4p. 38-61
Brown Cap. 9p. 290-334
Atkins & Jones Cap. 3
p. 219-258
Russel v2 Cap.19
p. 926-966
Mahan Cap.11 e 12 p. 306-351
Transformação Química
• Método científico:
Transformação Química
• Reações Químicas
Transformação Química
• Reações Químicas
Transformação Química
• Reações Químicas
Transformação Química
• Reações Químicas
Modelos Atômicos
• Átomos
Átomos do elemento X Átomos do elemento Y Átomos do composto entre X e Y
Modelos Atômicos
• Modelos atômicos:
Dalton Thomson Rutherford Rutherford - Bohr
Modelos Atômicos
• Modelo de Dalton
Átomo indivisível (in = não = a // tomo = parte);
Átomos diferentes;
Átomos maciços;
Átomos duros.
Modelos Atômicos
• Modelo de Thomson
Cargas elétricas dispostas aleatoriamente.
Modelos Atômicos
• Modelo de Thomson
Modelos Atômicos
• Modelo de Rutherford
Elétrons e prótons em localização definida.
Modelos Atômicos
• Modelo de Rutherford
Elétrons e prótons em localização definida.
Modelos Atômicos
• Modelo de Rutherford
Modelos Atômicos
• Modelo de Rutherford
Modelos Atômicos
• Modelo de Rutherford
Modelos Atômicos
• Íons
Distribuição eletrônica
?
Distribuição eletrônica
Distribuição eletrônica
Distribuição eletrônica
Distribuição eletrônica
1123Na = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠1
Camada de valência = 1e
Sub-nível mais energético
2040Ca = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝63𝑠2 3𝑝64𝑠2
Sub-nível mais energético
Camada de valência = 2e
2452Cr = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝63𝑠2 3𝑝64𝑠2 3𝑑4
Sub-nível mais energético
Camada de valência = 6e
Camada de valência
sx x
s2 + px 2 + x
s2 + dx 2 + x
s2 + fx 2 + x
Tabela Periódica - disposição
Tabela Periódica
1123Na = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠1
2040Ca = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝63𝑠2 3𝑝64𝑠2
2452Cr = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝63𝑠2 3𝑝64𝑠2 3𝑑4
3° período
4° período
4° período
1A ou grupo 1
2A ou grupo 2
6B ou grupo 6
Camada de valência
sx x
s2 + px 2 + x
s2 + dx 2 + x
s2 + fx 2 + x
Tabela Periódica
Tipo 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8AMetal +1 +2 +3 +4
Ametal -4 -3 -2 -1 0
Revisão – Ligação Química• Estrutura de Lewis:
– Gilbert Newton Lewis
• Estabilidade máxima é alcançada quando um átomo torna-se isoeletrônico com um gás nobre.
• Nas ligações químicas os elétrons mais externos são utilizados, conhecidos por elétrons de valência.
• O símbolo de Lewis consiste no símbolo do elemento químico e mais um ponto para cada elétron de valência.
•Regra do Octeto: oito elétrons
ESTABILIDADE...Ligação Iônica
Ligação metálicaLigação covalente
Revisão – Ligação Química
Revisão - Ligação Iônica:
• Ligação entre átomos que prevalece a doação ouganho de elétrons, assim sendo sempre haveráformação de íons (cátions (+) e ânions (-) ).
• Veja o exemplo do composto iônico NaCl (sal decozinha):
11Na: 1s2 2s
2 2p
6 3s
1
1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
517Cl:
1 elétron na camada
de valência (fronteira).
7 elétron na camada
de valência (fronteira).
8 elétron na
penúltima camada.
Revisão - Distribuição eletrônica :
11Na
1s2
2s2
2p6
3s1
Retirando um elétron
da camada de valência
- 1e-
Um elétron a menos
na camada de valência
1s2
2s2
2p6
11Na+
17Cl-
Um elétron a mais
na camada de valência
+ 1e-Acrescentando um elétron
na camada de valência
1s2
2s2
2p6
3s2 3p
517Cl
1s2
2s2
2p6
3s2 3p
6
Revisão - Ligação Iônica:
• O sódio (Na) perderá um elétron tornando seestável com os oito elétrons restantes dapenúltima camada. Será formado o cátionNa+, veja que o símbolo POSITIVO (+)INDICA A AUSÊNCIADE ELÉTRONS.
• O cloro (Cl) ganhará um elétron tornando seestável com oito elétrons na ultima camada.Assim será formado um ânion, Cl-; veja que osímbolo NEGATIVO (-) INDICA O GANHODE ELÉTRONS.
Revisão - Fórmula Iônica:
Cátion Ânion x+
y
y-
x
Revisão - Retículo cristalino:
Ruptura de cristal
Exercícios:
• Dados os grupos dos elementos, faça arepresentação de Lewis e forneça a fórmularesultante para as ligações iônicas entre oselementos:
• I- Ca (grupo 2) e Br (grupo 17).• II-Na (grupo 1) e O (grupo 16).• III- Mg (grupo 2) e S (grupo 16).• IV- Al (grupo 13) e F (grupo 17).
Exercícios:
• Os compostos formados pelos pares:• Mg e Cl; Ca e O; Li e O; K e Br;• possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e osânions são, respectivamente:
• (Dados: Li (Z = 3); O (Z = 8); Mg (Z = 12); CI (Z = 17); K (Z= 19); Ca (Z = 20); Br (Z = 35)).
• a) 1 : 1 2 : 2 1 :1 1 : 2
• b) 1 : 2 1 : 2 1 : 1 1 : 1
• c) 1 : 1 1 : 2 2 : 1 2 : 1
• d) 1 : 2 1 : 1 2 : 1 1 : 1
• e) 2 : 2 1 : 1 2 : 1 1 : 1
Revisão – Ligação covalente
• Gilbert Lewis propôs:
– Durante a ligação química ocorre o compartilhamento de elétrons pelos átomos.
– Compostos covalentes ou moleculares são aqueles que contêm ligação covalente.
– A formação de ligação covalente entre átomos polieletrônicos envolve apenas os elétrons de valência.
Pares isolados
Elétrons da ligação
Estrutura de Lewis• Etapas para escrita da estrutura de Lewis:
– Somar os elétrons de valência de todos os átomos.
• No caso da molécula de água (H2O) temos:
• Use um par de elétron para ligar cada conjunto de átomos (H-O), assim terá: H-O-H
• Arranje os elétrons satisfazendo o número de elétrons de valência de cada átomo individual.
Estrutura de Lewis
• Vamos montar a molécula de CO2 :
– A soma dos elétrons de valência:
– A formação da ligação em cada grupo (C-O) logotemos O-C-O.
– Dos 16 (e-) iniciais sobraram 12 (e-), usa-se umpar em cada ligação, assim é pode se montar comos pares isolados:
– A estrutura ainda não está correta, pois o carbonopossui 4 (e-), assim o correto será:
Estrutura de Lewis
• Vamos o íon cianeto (CN-):
– A soma dos elétrons de valência:
– O elétron do ânion é considerado na contagem.
– Após a ligação C-N ainda resta 8 (e-).
– Distribuindo os elétrons nas ligações se formauma tripla ligação entre C e N.
– Repare que há um par isolado no carbono e nonitrogênio.
Exercícios – Estrutura de Lewis
• Monte a estrutura de Lewis para as seguintes moléculas:
a) HF
b) N2
c) NH3
d) CH4
e) CF4
f) NO+
Estratégia:Aplique as três etapas básicasconforme realizado anteriormente.Tente realizar sozinho, a resposta estános próximos slides.
Resolução:
Estrutura de Lewis• Desafio: monte as estrutura para SF4 e SF6
– Os elétrons de valência para SF4 é 6 + (7x4) = 34 e-
– Monte uma ligação S-F com cada Flúor e ainda haverá 13 pares de elétrons remanescente.
– A estrutura ao lado ainda não está correta.
– Falta adicionar um par de elétron.
– O enxofre expandiu sua camada de valência.
Enxofre com 10e-
Estrutura de Lewis
• A estrutura SF6 ficará assim:
– Os elétrons de valência para SF6 é 6 + (7x6) = 48 e-
– Os 24 pares de elétrons, seis são utilizados nas ligações S-F e os 18 pares são divididos nos 6 átomos de flúor. O enxofre está com a camada de valência expandida com 12 elétrons.
Comprimento de ligação
• O comprimento de ligação está diretamenteatrelado com as propriedades das moléculas.
Comprimento de ligação
* pm = 10-12 m
Comprimento de ligação
* pm = 10-12 m
Exercícios - Comprimento de ligação
• Preveja em cada par de ligações qual temmenor comprimento.
a) P-O ou S-O
b) C=C ou C-C
c) C-S ou C-Cl
Estratégia:Tente fazer as previsões e depoisconfirme com os valores aproximadosdas tabelas apresentadas.
Energia de ligação
• A força da ligação química está envolvidadiretamente em relação a energia liberadapela formação da ligação (processoexotérmico) ou pela energia absorvida pelaquebra da ligação (processo endotérmico).
• Cálculos envolvendo a energia de ligaçãopermite fazer previsão do comportamentoenergético de cada reação.
H2 + Cl2 HCl absorve ou libera calor?
Energia de ligação
Energia de ligação
Energia de ligação
Exercícios – Energia de ligação
• Calcule a entalpia de reação a partir dasenergias de ligações envolvidas.
Estratégia:Calcule as energias necessárias paraquebrar as ligações e para formação.Leve em consideração a quantidade.
2
Resolução
• Energia absorvida pela quebra de ligações:4 x (C-H) = 1664 kJ2 x (C=N) = 1232 kJ + 3732 kJ2x (N=N) = 836 kJ• Energia liberada pela formação de ligações:4 x (C-H) = 1664 kJ1 x (C=C) = 598 kJ - 4154 kJ2 x (NN) = 1892 kJ• Total de energia envolvido = - 422 kJ
Eletronegatividade• A ligação química é um equilíbrio de
forças atrativas e repulsivas. Algunsátomos tendem a atrair mais oselétrons de uma ligação química.
Exercícios – Eletronegatividade
• Para cada par de ligações indique a cargapositiva e negativa, indique qual a ligaçãomais polar.
a) Cl-F e Br-F
b) N-Cl e P-Cl
+ - -
- -
+
+ +
Eletronegatividade
Momento dipolar
Momento dipolar
Carga formal
• A carga formal de um átomo é a diferença entre onúmero de elétrons de valência em um átomoisolado e o número de elétrons atribuídos a esse
átomo em uma estrutura de Lewis.Segue o modelo decálculo da cargaformal para o ânioncianato NCO-.
Exercícios – Carga formal
• A duas possibilidade de estrutura de Lewispara N2O, determine a carga formal.
0+1
-10
+1 -1
Estrutura preferencial
Exercícios – Carga formal
• A duas possibilidade de estrutura de Lewispara Cl2O, determine a carga formal.
0+1-1 0 0 0
Estrutura preferencial
Ressonância
• A estrutura de Lewis para a molécula doozônio, O3, pode ser montada de duasmaneira:
• Na verdade a molécula possui uma estruturade ressonância, ou seja, ambas estruturasexistem em equilíbrio. A seta de duas pontas éutilizada nesse caso.
Ressonância• O ânion carbonato (CO3
-2) também possui estruturasde ressonância.
• As estruturas em ressonância são também mostradaspor linhas tracejadas.
• A distância das ligações dos átomos de oxigênio é129 pm, um intermediário entre C-O (143 pm) e C=O(122 pm).
Ressonância
• A molécula de benzeno é um exemplo típicode estruturas em ressonância. No caso háduas estruturas em ressonância como vemosabaixo:
A molécula pode ser representada mostrando ou não os hidrogênios.
Perceba que as ligações duplas são alternadas, mas as posições são diferentes.
Exercícios - Ressonância
• Escreva as estruturas de Lewis em ressonânciapara o íon cianato (NCO-). Calcule também acarga formal para a estrutura preferencial.
Estrutura preferencial
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
• A ligação covalente é formada quando dois átomos aproximam
seus orbitais atômicos semi-preenchidos ocorrendo uma
sobreposição dos orbitais.
• Os elétrons são emparelhados em sobreposição dos orbitais
atômicos ocorrendo atração dos mesmos em ambos núcleos
atômicos.
• Ligação H–H é resultante da sobreposição dos orbitais 1s do
hidrogênio, parcialmente ocupados.
• Ligação H-H possui simetria cilindrica, ligação sigma ().
Teoria de Ligação de Valência (TLV)• As estruturas de Lewis não explicam a formação de
uma ligação.
• Qual a maneira correta de considerar a ligaçãoquímica levando em conta os termos da mecânciaquântica?
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
H2 HCl Cl2
H.
H H (distância entre átomos de H)
Ener
gia
H H..
Cargas pontuais
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Energia de Ligação
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
As forças eletrostáticas presentes na molécula de gás hidrogênio: H2
Repulsão nuclear (destabilização)
Repulsão eletrônica(destabilização)
atraçãoelétron-núcleo (estabilização)
• À medida que dois átomos se aproximam, seus orbitais atômicos se
superpõem. O aumento da superposição possui um máximo até o
momento que a energia de interação diminui.
• A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada.
• A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de
ligação). Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos
começam a se repelir e a energia aumenta.
• À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons
equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo-núcleo, elétron-
elétron).
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Hibridização• Cada orbital atômico possui uma energia distinta,
entretanto é possível ocorrer a promoção de elétronsde um orbital ocupado para outro orbitaldesocupados.
• Pela TLV o Berílio não faria nenhuma ligação químicapois o orbital 2s já está totalmente ocupado, damesma forma o Boro faria somente uma ligação e oCarbono duas ligações. Como poderia existir BeF2,BF3 e CH4
Hibridização
Hibridização
Hibridização
Hibridização
Ligação sigma ()
Ligação Pi ()
• A teoria do orbital molecular (TOM): Indica as energias dos orbitais que
contém os elétrons envolvidos nas ligações químicas, podendo predizer a
ordem de ligação e disponibilidade dos elétrons nas ligações.
• A ligação sempre ocorre em menor energia possível.
• É possível obter combinações anti-ligantes, ou seja, que não são favoraveis a
combinações dos orbitais atômicos, geralmente são combinações de alta
energia.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
2 e-s em orbital ligante
de baixa energia
0 e-s em orbital anti-
ligante de alta energia
Diagrama de energia do H2 por TOM
A ordem de ligação é definida como:
elétrons ligantes - elétrons antiligantes2
A ordem de ligação na molécula de H2 é (2-0)/2 = 1. Já
para a molécula hipotética de He2 a ordem de ligação é
(2-2)/2 = 0. O valor da ordem de ligação indica o
número de ligações feitas entre dois átomos.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Ligação 1s OM –e- densidade entre 2 núcleos
Anti-ligação *1s OM – e- densidade “fora dos nucleos”
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Orbital molecular de p–p / -ligante
2 e-s em orbital ligante de
baixa energia
0 e-s em orbital anti-
ligante de alta energia
Orbitais moleculares de p–p -ligante
2 e-s orbital ligante de
baixa energia
0 e-s em orbital anti-
ligante de alta energia
• H2+
• H2
• He2+
• He2
Exercícios –TOM
Calcule a ordem de ligação para cada íon oumolécula.
2px é maior do que 2py 2pz para o O2 e F2
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Gás oxigênio (O2)
OrbitalAtômico
Orbital Atômico
Orbitalmolecular
2s
2s
2p
2p
2p
2p
O2 , F2 , Ne2
2p 2p
2s 2s
O2 é paramagnético !
Estrutura de uma ligação dupla (omissão dos orbitais moleculares antiligantes)
C2H2 (acetileno) – Tripla ligação
• 2 -ligação de C(sp)–H(s) sobrepostos
• 1 - ligação de C(sp)–C(sp) sobrepostos
• 2 perpendicular - ligação de C(p)–C(p) sobrepostos
C6H6 (benzeno) ligação
• Cada C usa os orbitais 2sp2 para fazer 3 ligação
• Um orbital 2p de cada C é remanescente
Benzeno
Localized bonding
Resonance Structures
Delocalized bonding
C6H6 (benzeno) ligação
++ +
+++
-
-
--
--
+
-
