ligacoes quimicas

Ligações químicas

Introdução

As ligações químicas unem os átomos, porém

nem todos os átomos conseguem formar ligações.

Dois átomos de um gás nobre exercem entre si

uma atração mútua tão fraca que não conseguem

formar uma molécula. Por outro lado, a maioria dos

átomos forma ligações fortes com átomos da própria

espécie e com outros tipos de átomos.

Em busca de uma configuração estável

Uma molécula só será formada se esta for

mais estável e tiver menor energia do que os

átomos individuais. Com exceção dos gases

nobres, os demais átomos têm tendência de

formar moléculas através do estabelecimento de

ligações.

De maneira geral, a ligação química pode ser

definida como uma força resultante atrativa que

existe entre alguns átomos, quando estes se

aproximam.

Esta força mantém um conjunto de dois ou

mais átomos unidos formando assim os compostos

químicos.


Características importantes da

ligação química: polaridade, distância e

energia.


Diferença entre os compostos

Fluorita – CaF2

Enxofre – S8

Aço – Fe + C

A baixa energia dos gases nobres está

associada ao fato de possuírem o nível

eletrônico mais externo completamente

preenchido.

Essa estrutura é frequentemente

denominada estrutura de gás nobre.

Configuração estável

Propriedades atômicas dos gases nobres

É necessário grande quantidade de energia para

desemparelhar elétrons, romper nível completamente

preenchido e promover elétron para outro nível.

Propriedades atômicas dos gases nobres

Tipos de ligações

1) Primárias: São de natureza química, onde os

átomos estão unidos por forças fortes

(iônica,covalente e metálica).

2) Secundárias: Caracterizam-se por forças

físicas.

As ligações primárias são cerca de dez vezes

mais fortes que as ligações secundárias.

Tabela 1. Propriedades físicas de alguns compostos

Os átomos podem adquirir uma configuração

eletrônica estável por três maneiras:

-perdendo, recebendo ou

compartilhando elétrons.

Por isso, os elementos podem ser classificados

segundo a sua eletronegatividade e

eletropositividade.

Tipos de ligações

Conceitos importantes

Muitas das propriedades físicas dos

materiais podem ser previstas conhecendo-

se as forças interatômicas que mantêm os

átomos unidos.

Forças e energia de ligação

Forças interatômicas:

1) Força atrativa (FA)

2) Força repulsiva (FR)

- Quanto mais próximos os átomos maior a

força atrativa entre eles, mas maior ainda são as

forças repulsivas devido a sobreposição das

camadas mais internas.

Atrações e repulsões entre dois átomos em aproximação

A FA entre os átomos mantém os mesmos unidos e são

responsáveis pelas ligações químicas.

Essas forças ocorrem devido à atração Coulombiana

entre as diferentes espécies de íons de cargas opostas,

criadas nas ligações químicas.

A FR entre os elétrons de dois átomos, quando

estão suficientemente próximos, é responsável,

em conjunto com as forças de atração, pela

posição de equilíbrio dos átomos na ligação

química (distância interatômica).

A distância interatômica é a distância de

equilíbrio onde as FA e FR são iguais.

COMPRIMENTO DE LIGAÇÃO

É a distância entre os centros de dois átomos

unidos por uma ligação química:

a) F-F = 0,064 nm + 0,064 nm = 0,128 nm

b) H-H = 0,037 nm + 0,037 nm = 0,074 nm

c) H-F = 0,037 nm + 0,064 nm = 0,101 nm

Forças e energias de ligação

- A distância entre 2 átomos é determinada pelo

balanço das forças atrativas e repulsivas.

- Quando a soma das forças atrativas e repulsivas

é zero, os átomos estão na chamada distância de

equilíbrio.

FORÇA DE LIGAÇÃO

É a soma das forças atrativas e repulsivas

entre os átomos.

1 - os dois átomos estão afastados um do outro.

2 - a esta distância internuclear, há atração entre os dois átomos.

3 - neste ponto considera-se que está estabelecida a ligação covalente.

As atrações são mais fortes que as repulsões .

4 - se os átomos se aproximarem ainda mais, as repulsões entre os

núcleos começam a ser maiores que as atrações elétrons-núcleos,

aumentando a instabilidade da molécula e a sua energia.

Dependendo do caráter eletropositivo ou

eletronegativo dos átomos envolvidos, três tipos

de ligações químicas primárias podem ser

formadas:

Em todos os tipos de ligação química as forças de

ligação são essencialmente eletrostáticas (ou de

Coulomb).


Charles Augustin Coulomb (1785)

Ligação iônica

-Transferência de elétrons entre elemento

eletropositivo (metal) e eletronegativo (não

metal).

- Formação de íons de cargas opostas (força

eletrostática).

- Resulta da atração eletrostática entre cátions e

ânions.

Ligação iônica

Exemplo: Formação de cloreto de sódio.

Formação de cloreto de sódio.

Retículo cristalino

- As forças atrativas eletrostáticas entre os

átomos é não-direcional → os átomos num

material iônico arranjam-se de forma que todos

os íons positivos têm como vizinho mais próximo

íons negativos.

A estrutura cristalina de um sólido é o resultado da

forma ordenada com se encontram os átomos num

composto iônico ou molecular. Por outro lado,

estruturas amorfas são formadas por arranjos atômicos

aleatórios, sem simetria ou ordenação.

Estrutura cristalina e amorfa

A ligação iônica e os sólidos iônicos

Os íons se ordenam, regularmente, dando lugar a

unidades que repetem nas três direções do espaço, dando

lugar a uma estrutura cristalina (célula unitária).

TiO2 NaCl

Estrutura cristalina

A estrutura interna dos cristais

A estrutura interna dos cristais A estrutura interna dos cristais

1) Sistema cúbico, ou isométrico 2) Sistema tetragonal

3) Hexagonal 4) Hexagonal compacta

5) Romboédrico,

A estrutura interna dos cristais

6) Monoclínico

7) Triclínico 8) Ortorrômbico

A ligação iônica e os sólidos iônicos

É a energia requerida para separar um mol de um

composto sólido iônico em íons gasosos (U ou H > 0) ou a

energia liberada por mol de íons gasosos quando eles se

unem e formam um mol do sólido (U ou H < 0).

Energia de rede ou reticular ou

de coesão ou de estabilidade (U)

Na rede cristalina maior o ânion, menor é a energia de rede

ou de estabilidade.

A energia de rede aumenta quando:

Estrutura de Lewis

Gilbert N. Lewis em 1916 inventou uma forma

der mostrar os elétrons de valência.

- São sólidos nas condições ambiente;

- Apresentam altos pontos de fusão e

ebulição;

- São condutores de eletricidade quando

fundidos ou dissolvidos em água;

- A maioria dos compostos são solúveis

em água.

Propriedades dos compostos iônicos

Propriedades dos compostos iônicos

Segundo Gilbert Newton Lewis, 1916, na

formação de compostos pouco polares ou apolares

dois átomos com tendências parecidas de ganhar

elétrons se mantêm ligados pelo

compartilhamento de um par de elétrons, de

modo que cada átomo complete seu grupo de oito

elétrons na camada mais externa.

Ligação covalente

Postulados de Lewis de 1916

1) Em todos os átomos existe um núcleo positivo

que permanece inalterado durante as

transformações químicas;

2) O átomo é composto de um núcleo e camadas,

que, no caso do átomo neutro, contêm um número

de elétrons negativos igual ao número de cargas

positivas no núcleo. O número de elétrons na

camada mais externa pode variar entre 0 e 8

durante as transformações químicas;

3) O átomo tende a exibir um número par de

elétrons nas camadas e especialmente exibir oito

elétrons, que são normalmente arranjados

simetricamente nos oito vértices de um cubo;

4) As camadas de dois átomos são mutuamente

interpenetráveis;

5) Elétrons podem ordinariamente ocupar outras posições

na camada mais externa com menos de oito elétrons de um

átomo.

6) As forças elétricas entre partículas subatômicas que

estão muito próximas não obedecem às leis da

eletrostática.

Postulados de Lewis de 1916

Ligação covalente

A ligação covalente entre átomos ocorre quando dois

átomos eletronegativos se aproximam.

Nesse caso os átomos compartilham elétrons para

atingir a configuração eletrônica de gás nobre.

Atração recíproca dos dois núcleos pelos elétrons

Valência de um átomo é o número máximo de

ligações químicas que ele pode efetuar.

A valência de um átomo é igual ao número de

elétrons usado na formação de ligações químicas.

Uma ligação covalente envolve o

compartilhamento de um par de elétrons de

valência de dois átomos.

VALÊNCIA

Teoria da ligação de valência (TLV)

Dois átomos que possuem um orbital com

um elétron desemparelhado, aproximam-se

até que ocorra uma sobreposição, ou

interpenetração, destes orbitais.

Ligação covalente

- Orbitais atômicos semipreenchidos sobrepõem-

se para formar ligações;

- O n° total de elétrons não é maior que 2;

Linus Pauling

Distância internuclear e energia

Orbitais s e p

1) Ligações sigma (σ): São aquelas que os orbitais

atômicos interpenetram no mesmo eixo.

a) H – H:

b) (σ) σ (s-s);

Ligação covalente

b) H – Cl: σ (s-p);

c) Cl – Cl: σ (p-p);

2) Ligação dupla (ligação pi - )

O2 O = O

Ligação covalente

3) Ligação tripla

N2 N ≡ N

Ligação covalente

Ressonância

Os elétrons envolvidos em estruturas de

ressonância são ditos deslocalizados. Apenas os

elétrons mudam de posição na molécula.

Ressonância

Molécula do gás ozônio

Fórmula

estrutural

Fórmula

molecular

Fórmula de Lewis

Exercícios Mostrar se há ressonância na estrutura do:

a) Dióxido de carbono

b) Monóxido de carbono

c) Trióxido de enxofre

d) Carbonato

e) Nitrito

f) Nitrato

g) Acetato

1) Conte os elétrons de valência;

Estrutura de Lewis - Espécies poliatômicas

2) Escreva os arranjos mais prováveis;

3) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados;

4) Complete o octeto (ou o dublete, no caso do H) colocando os

pares de elétrons remanescentes de cada átomo. Se não

existirem pares de elétrons suficientes, forme ligações múltiplas;

5) Represente cada par de elétrons ligados por uma linha.

Verifique se cada átomo tem um o octeto ou um dublete.

Representa o número de elétrons que um átomo

ganharia ou perderia na formação de uma ligação

covalente pura com outros átomos.

Carga formal (CF)

A carga de um átomo, em uma molécula ou íon, é calculada

assumindo um igual compartilhamento dos elétrons de

ligação.

O valor da carga formal é utilizado para definir a fórmula

estrutural mais estável de uma molécula.

CF= EV – [EPI + ½(EPL)

CF= Carga Formal

EV= Número de elétrons de valência

EPI= Número de elétrons contidos nos pares isolados

EPL= Númerode elétrons contidos nos pares de ligação

Carga formal (CF)

Ou

CF = Diferença entre o número de elétrons de

valência e o número de elétrons representados nas

estrutura de Lewis.

Carga formal (CF)

A estrutura mais estável tem:

• a carga formal mais baixa em cada átomo;

• a carga formal mais negativa nos átomos

mais eletronegativos.

Considere:

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.

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.

Escrevemos:

1) Íon nitrônio (NO2+)

Qual estrutura é mais estável?

a) Satisfaça o octeto usando ligações múltiplas

b) Determine a carga formal

Calculando a CF para CNO-


Calculando a CF para o (SO4)2-


Calculando a CF para o (PO4)3-

A estrutura b é a mais provável, pois apresenta menor

CF para os átomos.


Exceções à regra do octeto

Octeto incompleto BF3

Camada de valência expandida

Geometria de alguns íons

A ligação metálica ocorre entre átomos de um mesmo

metal ou entre átomos de metais diferentes (ligas).

LIGAÇÃO METÁLICA

MODELO:

Íons positivos num mar de elétrons móveis

Retículo de esferas rígidas (cátions) mantidos coesos

por elétrons que podem se mover livremente –

elétrons livres (“mar de elétrons”).

Elétrons mais externos se encontram muito longe do

núcleo.

Os metais possuem baixa energia de ionização –

tornam-se cátions facilmente.

A força de coesão seria resultante da atração entre os

cátions no reticulado e a nuvem eletrônica.

Ligas metálicas

- Amálgama dental: Hg + Ag + Sn

- Bronze: Cu + Sn;

- Aço inoxidável: C + Fe + Cr + Ni

- Ouro 18 quilates: Au + Cu + Ag

- Latão : Cu + Zn

Caráter da ligação química

Quando a diferença de eletronegatividade, entre os

átomos ligantes, for ≥ 1,7 a ligação iônica.

Polaridade das ligações covalentes

1- Apolar: é aquela que não constitui dipolo elétrico

(momento dipolar, = zero). As eletronegatividades

dos átomos ligados são iguais ou muito próximas.

H2; F2 ; O2 ; N2 ; Cl2.

Cl Cl

Orbitais moleculares:

2) Polar: Formada pela ligação entre átomos

de eletronegatividade diferentes. A molécula

com extremidades com cargas é uma

molécula com dipolo e que possui um

momento de dipolo (). Ex. HCl; HF.

Polaridade das ligações covalentes

Ligação covalente polar

Escala de eletronegatividade de Pauling

Valores para alguns elementos:

F= 4,0; O= 3,5; N= 3,0; Cl = 3,0;

Br= 2,96; I= 2,66; S = 2,58;

C= 2,5; H = 2,1; P = 2,1;

Na= 0,8; Fr = 0,7.

É o arranjo tridimensional dos átomos numa molécula, que

é determinado pela orientação relativa das suas ligações

covalentes. Esta estrutura é mantida quer a substância seja

sólida, líquida ou gasosa.

É um parâmetro fundamental para a previsão da

polaridade da molécula;

Permite inferir sobre o tipo e intensidade das interações

intermoleculares e como tal prever as propriedades físicas e

químicas dos compostos.

Geometria molecular

Geometria molecular

Teoria da repulsão eletrônica dos pares de

elétrons da camada de valência

Prediz a geometria de uma molécula com base na

repulsão eletrostática entre pares de elétrons

(ligantes e não ligantes).

Depende:

- Disposição espacial dos núcleos dos átomos.

- Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou

pares livres nos átomos.

Previsão da geometria molecular

Repulsão por pares de elétrons de valência RPEV

Geometria molecular

1) Molécula formada por 2 átomos:

- Geometria linear.

Ex: HBr, HCl, H2, N2 ,O2.

Geometria molecular

2) Molécula formada por 3 átomos:

a) Geometria linear - Se o átomo central não

apresentar par de elétrons livre.

Ex: CO2,CS2,

N2O, HCN.

Geometria molecular

b) Geometria angular. Se o átomo central possuir

par de elétrons emparelhados disponíveis.

Ex: H2O (ângulo de 104,5º).

Ex: H2S; SO2; NOCl

3) Molécula formada por 4 átomos a) Trigonal plana: Átomo central não possuir

elétrons livres. SO3; CH2O; COCl2; NO2Cl.

Geometria molecular

Geometria molecular

b) Piramidal ou pirâmide trigonal: Átomo central

possuir elétrons livres. Ex: NH3; NCl3; Pl3; SOCl2.

Ângulo: 1070.

Geometria molecular

4) Molécula formada por 5 átomos

Geometria tetraédrica independente dos átomos

envolvidos. Ex: CH4; CHCl3; SiCl4; POCl3.

Geometria molecular

5) Molécula formada por 6 átomos: Bipirâmide trigonal ou

bipirâmide triangular. PCl5; PI5.

6) Molécula formada por 7 átomos: Octaédrica. Ex: SF6.

Resumo – Ligações simples

C, Si N, P

O, S F, Cl,

Br, I

Geometria Macromolécula

Dicloro metano CH2Cl2:

- estrutura tetraédrica;

- molécula polar.

Geometria e polaridade das moléculas

Metano CH4:

- estrutura tetraédrica;

- molécula apolar.

Forças de ligações secundárias

→ Forças de fraca intensidade, por exemplo:

HCl(l) → HCl(v) EV = 16kJ,

enquanto que:

HCl(g) → H(g + Cl(g) Edissociação = 431 kJ;

→ Agem quando as moléculas estão próximas;

→ São responsáveis pelas diferenças nas

propriedades físicas dos compostos, como ponto de

fusão ebulição.


Aumento da intensidade das forças intermoleculares

A coesão da matéria nos estados físicos, sólido,

líquido e gasoso é consequência da atracção entre

moléculas através das ligações intermoleculares.


Forças

de Van

der

Waals

Forças

intermoleculares

Existem

entre

Exemplos

Forças de dispersão

de London

Todos os

tipos de

moléculas

Principal-

mente

apolares

Dipolo permanente

(Forças de Debye)

Moléculas

polares

HCl

Dipolo-dipolo

(Forças de Keesom)

Moléculas

polares

HCl ;

CH3CH2OH

A mais fraca de todas as forças intermoleculares.

• Também chamadas de forças dipolo induzido-dipolo

induzido.

• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons

da molécula adjacente (ou átomo).

• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam

distorcidas.

• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado

dipolo instantâneo).

1) Forças de dispersão de London


A nuvem eletrônica distribui-se de uma forma

esférica à volta do núcleo.

O movimento do elétron, provoca num determinado

instante um dipolo instantâneo.

Molécula

apolar

Dipolo

instantâneo

+ -


+ -

A B

Dipolo

instantâneo

Molécula

apolar

+ -

A

- +

Dipolo

induzido

Esta polarização é induzida resultando as forças

de atração entre as moléculas.

1) Forças de dispersão de London Dependem:

- do número de elétrons;

- do tamanho da molécula;

- da forma da molécula.

À medida que o raio atômico aumenta (aumento

do nº de elétrons) as forças de dispersão de

London são mais fortes.


Composto Massa molecular (U) PE (Kelvin)

F2 38 85,1

Cl2 71 238,6

Br2 159,8 332,0

I2 253,8 457,6

He 4,0 4,6

Ne 20,2 27,3

Ar 39,9 87,5

Kr 83,8 120,9

Xe 131,3 166,1

São responsáveis pela atração existente entre

moléculas polares. São forças de natureza elétrica

de natureza média.

2) Forças dipolo-dipolo ou dipolo permanente

(Forças de Keesom)

Qual das molécula é mais polar?

C

H3C

H3C

O -+ C

H3C

H3C

O -+ C

H3C

H3C

O -+

+ - +

-

-

+

+

+

+

-

-

- Forças atrativas dipolo-dipolo

Ex: Butanona

+

-

3) Ligação de Hidrogênio

Caso especial de forças dipolo-dipolo.

• Os pontos de ebulição de compostos com

ligações H-F, H-O e H-N são altos, indicando que

as interações intermoleculares são elevadas.

Ligação de Hidrogênio

São atrações eletrostáticas entre os íons,

sendo bem organizado no estado sólido. Uma

grande quantidade de energia térmica é necessária

para quebrar a estrutura organizada do sólido e

levá-la para a estrutura líquida. Sais orgânicos, por

exemplo, apresentam elevados PF e PE.

Exemplo: Acetato de sódio (CH3CO2Na), PF =

324ºC, PE = Decomposição antes da evaporação.

4) Força Íon-Íon

ligacoes quimicas

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