ligações químicas.pdf

8/18/2019 Ligações Químicas.pdf

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

Imagem: http://1.bp.blogspot.com/-rCEJdrx7ts0/TY8WU_mwBtI/AAAAAAAAAQo/QDXXm7VvbpE/s1600/ill64+%255B640x480%255D.png2016


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https://reader009.{domain}/reader009/html5/0726/5b59eafe1a9dc/5b59eb01df9a5.jpghttp://homeguides.sfgate.com/DM-Resize/photos.demandstudios.com/getty/article/161/165/55911011_XS.jpg?w=442&h=442&keep_ratio=1

https://unaprata.files.we-website-silver-bars.jp

INTRODUÇÃO


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• Combinação de átomos espécies mais complexas

• Ligações químicas: forças que unem átomos formandoagrupamentos de átomos ou sólidos iônicos.

• Os átomos se unem para adquirirem maior estabilidade

•

Grande quantidade de elementos existentes

• Gases nobres isolados na natureza

• Demais elementos substâncias simples / compostas

INTRODUÇÃO

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INTRODUÇÃO


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SÍMBOLOS DE LEWIS PARA OS ÁTOMOS

• Elétrons de valência

Imagem: Chang; Goldsby (2013).


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• Gilbert Newton Lewis enunciou a Regra do Octeto:

Os átomos dos diferentes elementos ligam-se uns aos ou

doando, recebendo ou compar ti lhando elétrons, na tenta

adquir ir uma conf iguração eletrônica igual à de um gás nelétrons na camada de valência, ou então, 2 elétrons se a

de valência for a 1ªcamada.

REGRA DO OCTETO


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• A regra do octeto é somente um guia útil para fazer previsões sestequiometria em muitos compostos, havendo várias exceções.

• É muito comum os elementos de transição violarem a regra.

• A regra do octeto é mais comumente obedecida por átomos de elementosdo segundo e terceiro períodos.

• Exceções podem se dar de três formas principais:1. Estabilidade com menos de 8 elétrons (octeto incompleto);

2. Estabilidade com mais de 8 elétrons;

3. Moléculas com número ímpar de elétrons.

REGRA DO OCTETO – EXCEÇÃO


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• Ocorre, por exemplo, com o berílio (Be) e com o boro (B).

• Na molécula abaixo o berílio realiza duas ligações covalentes com o flúcom apenas 4 elétrons na camada de valência.

• O boro no composto abaixo fica estável com 6 elétrons.

• Nesses casos dizemos que houve uma contração do octeto.

Imagens: Jennifer Rocha Vargas Fogaça

REGRA DO OCTETO – 1. Estabi l idade com menos de 8


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• Ocorre com elementos do terceiro período ou superior, principalmente ofósforo (P), porque esses átomos são relativamente grandes para acomodao seu redor.

• Exemplo: sulfato de hidrogênio (que em solução aquosa forma o ácido su

Imagens: Jennifer Rocha Vargas Fogaça

REGRA DO OCTETO – 2. Estabi l idade com mais de 8


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REGRA DO OCTETO – 2. Estabi l idade com mais de 8


REGRA DO OCTETO


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• Se a quantidade de elétrons na camada de valência for número ímpar, elemento não segue a regra do octeto.

• Há poucos compostos que completam dessa forma a sua camada de valênc

• Exemplo: óxido de nitrogênio (NO), onde o nitrogênio fica com 7 elétronde valência.

Imagem: Jennifer Rocha Vargas Fogaça

REGRA DO OCTETO – 3. M oléculas com número ímpar


ATENÇÃO!!!

CLASSIFICAÇÃO


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• Ligações Intramoleculares – ocorrem entre átomos para formar moléculas

– responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos• Combustibilidade, ferugem, etc.

– tipos: iônica, covalente e metálica

•

Ligações (ou Forças) Intermoleculares – ocorrem entre moléculas

– responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos• Temperaturas de fusão e ebulição, densidade, etc.

– tipos: Van der Waals, ligação de hidrogênio

CLASSIFICAÇÃO

LIGAÇÃO IÔNICA


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• Também denominada de ligação eletrovalente ou ligação heterop

• Formada por atração eletrostática entre íons positivos e negativo

ligados em um composto iônico.

• Transferência de elétrons do metal para o ametal, ou do metal pa

LIGAÇÃO IÔNICA


LIGAÇÃO IÔNICA


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Imagem: Feltre (2004)

LIGAÇÃO IÔNICA

LIGAÇÃO IÔNICA


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REGRA GERAL DE FORMULAÇÃO

Mg (Z=12)Cl (Z=17)

Al (Z=F (Z=9

LIGAÇÃO IÔNICA

LIGAÇÃO IÔNICA


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• Regras para escrita das fórmulas iônicas:

1. O íon positivo é sempre escrito primeiro na fórmula. Isso é simplesmeque os químicos consistentemente seguem;

2. A relação de íons positivos e negativos é sempre escolhida de formcargas positivas e negativas seja igual. O composto precisa ser eletrica

• Características:

1. Apresentam altas temperaturas de fusão e ebulição;

2. Sólidos em ambientes com temperatura de 25 ºC e pressão de 1 atm;3. São duros e quebradiços (submetidos a impacto, quebram com facilida

4. Seu principal solvente é a água;

5. Quando dissolvidos em água, ou puros no estado líquido, transpelétrica. No estado sólido são maus condutores de eletricidade

LIGAÇÃO IÔNICA

LIGAÇÃO IÔNICA


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Imagem: getchemistry.weebly.com/uploads/1/6/0/4/16042950/529088127_orig.jpg

LIGAÇÃO IÔNICA

LIGAÇÃO COVALENTE


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• Também denominada de ligação molecular ou ligação homopolar.

•

Formada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons, entr para que ambos adquiram estabilidade.

• Compartilhamento ocorre somente aos pares, pois em um orbital cabedois elétrons.

• Ocorre quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos acentuada.

• Realizada entre átomos que precisam “ganhar” elétrons para se estabiliza

LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÃO COVALENTE


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LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÃO COVALENTE


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• A molécula H2 é estável (isto é, os átomos não se separam) porque há umas forças de atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as forças de (entre os dois núcleos e entre os dois elétrons).


LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÃO COVALENTE


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• A ligação covalente e a tabela periódica

Imagem: Usberco; Salvador (2002)

LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÃO COVALENTE


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• Representação das ligações:

1. Fórmula Empírica (molecular)

2. Fórmula Estrutural

3. Fórmula Eletrônica (Lewis)

Imagem: Jennifer Rocha Vargas Fogaça

LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÃO COVALENTE


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LIGAÇÃO COVALENTE

ESTRUTURA DE LEWIS: demonstra o arranjo dos elétrons como(pares ligados) e pontos (pares isolados).

Imagens: Chang; Goldsby (2013).

LIGAÇÃO COVALENTE


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LIGAÇÃO COVALENTE

Ligações simples: um par de elétrons mantém a união de dois átomos

Ligações múltiplas: dois ou mais pares de elétrons são compartilhados por dois átom

Ligações dupla: Compartilhamento de dois pares de elétrons


LIGAÇÃO COVALENTE


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LIGAÇÃO COVALENTE

Ligações tripla: Compartilhamento de três pares de elétrons



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ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA


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ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA

Utilizadas para representar a ligação em uma molécula ou em um íons quaestrutura de Lewis não descreve precisamente a estrutura eletrônica v

Híbrido de ressonância: estrutura resultante da “mistura” das estruturrepresentando a verdadeira estrutura da molécula.

Imagens: Chang; Goldsby (2013). Imagens: Lewis (2014)

CARGA FORMAL


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Diferença de carga elétrica entre o número de elétrons de valência em umisolado e o número de elétrons atribuídos a esse átomo em uma estrutu

A menor redistribuição de elétrons possível em relação ao átomo livre é recarga formal baixa.

B2

1 LVFormalCarga

Onde:V = n° de e- de valência no átomo livre (neutro)L = n° de e- como pares isolados

B = n° de e- nas ligações (compartilhados)

CARGA FORMAL


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CARGA FORMAL


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Imagem: Atkins et al. (2013)

LIGAÇÃO METÁLICA


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• Ocorre pela atração elétrica entre íons positivos (cátions) e elétrons.

Ç

LIGAÇÃO METÁLICA


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• Teoria da nuvem eletrônica ou teoria do mar de elétrons:

Os elétrons da camada de valência dos metais são facilmente liberados parátomos se estabilizem. Estes elétrons transitam livremente em uma “nuvem”

cátions (que podem receber estes elétrons, retornando à forma de átomo

Assim, a “nuvem” de elétrons funcionaria como uma ligação metálica, m

átomos unidos.

Estes elétrons livres não permanecem ligados a nenhum átomo, apenas circu

Imagem: Valentim Nunes

Ç


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LIGAÇÃO METÁLICA


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• Maleabilidade: os metais se deixam reduzir a chapas e lâminas bastan possível porque os átomos dos metais podem “escorregar” uns sobre os oumetal mais maleável que se conhece; dele são obtidas lâminas com espess0,0001 mm, usadas na decoração de imagens, estatuetas, bandejas etc.

• Ductilidade: os metais podem ser transformados em fios, o que se consegmetal aquecido através de furos cada vez menores. A explicação para issoda maleabilidade. O ouro é também o metal mais dúctil que se conhece;

ouro é possível obter um fio finíssimo com cerca de 2 km de comprimento

LIGAÇ

ÃO METÁLICA


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LIGAS METÁLICAS

• São materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elememenos um deles metal.

• As ligas metálicas possuem algumas características que os metais puros n por isso são produzidas industrialmente e muito utilizadas.

RESUMINDO…


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Fonte: http://skat.ihmc.us/rid=1164750782343_1131175855_6467/Liga%C3%A7%C3%B5es%20Qu%C3%ADmicas.cmap

POLARIDADE DE LIGAÇÕES


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• Ocorre em ligações covalentes

• Indica como os elétrons que fazem a ligação covalente estão distribuídátomos que se ligam.

• Pode ser de dois tipos: – Polar

– Apolar

• Eletronegatividade: indica a tendência que o núcleo de um átomo te

elétrons envolvidos em uma ligação química para si. – Flúor: 4,0

– Sódio: 0,9

POLARIDADE DE LIGAÇÕESL IGA O COVALENTE APOLAR (L IGA O APOL


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• Ocorre quando não há diferença de eletronegatividade entre os dois átomo

• Ocorre sempre que dois átomos idênticos se ligam.

• Eletronegatividades: – H = 2,2

– Cl = 3,1


L IGAÇÃO COVALENTE APOLAR (L IGAÇÃO APOL

POLARIDADE DE LIGAÇÕESLIGA O COVALENTE POLAR (LI GA O POLA


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• Ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os dois átomos q

• A densidade da nuvem eletrônica é maior em torno do átomo mais eletro

Imagem: Feltre (2004); Ebbing, Gammon (2009)

Se a diferença de eletronegatividade for em torno de 2,0 a ligação será icovalente (se realizada entre metal e não metal).

LIGAÇÃO COVALENTE POLAR (LI GAÇÃO POLA

EXERCÍCIOS


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1. Escrever a fórmula molecular do nitreto de potássio.

2. Apresente a fórmula do composto formado, quando átomos do elemento

forma cátions trivalentes, ligam-se com átomos do elemento Y, pertendos calcogênios:

3. (UEL-PR) Da combinação química entre os átomos de magnésio (Z=(Z=7) pode resultar a substância de fórmula:a) Mg3 N2

b) Mg2 N3c) MgN3d) MgN2e) MgN

EXERCÍCIOS


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4. (FATEC-SP) A propriedade que pode ser atribuída à maioria dos compoé, aos compostos caracterizados predominantemente por ligações i partículas) é:

a) dissolvidos em água, formam soluções ácidas. b) dissolvem-se bem em gasolina, diminuindo sua octanagem.c) fundidos (isto é, no estado líquido), conduzem corrente elétrica.d) possuem baixos pontos de fusão e ebulição.e) são moles, quebradiços e cristalinos.

5. Considere os íons:* cátions: K +,Ca2+,Fe3+

* ânions: F – ,O2 –

Escreva as seis fórmulas resultantes da combinação de cada tipo de cátiode ânion.

EXERCÍCIOS


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6. Dentre os compostos SCl2, SrCl2, Na2O e N2O, é (são) iônico(s) somentea) Na2O b) Na2O e SCl2.

c) SrCl2d) Na2O e SrCl2.e) SCl2 e N2O.

7. Escreva a fórmula eletrônica e a estrutural das seguintes substâncias:

a) gás cloro - Cl2; b) gás nitrogênio - N2;c) gás flúor - F2;d) gás oxigênio - O2.

EXERCÍCIOS


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8. (Unifor-CE) Quando se comparam as espécies químicas CH4, NH3 eafirmar que os átomos estão unidos por ligações covalentes somente no:

a) CH4 e no NH3

b) NH3 e no NaClc) CH4 e no NaCld) CH4e) NH3

9. Para cada um dos seguintes modelos moleculares, escreva a fórmula de Lapropriada

EXERCÍCIOS


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10. (FUERN) As fórmulas Fe, KF e F2, representam, respectivamente, sligações químicas dos tipos:

a) metálica, covalente e iônica.

b) iônica, metálica e metálica.c) covalente, covalente e metálica.d) metálica, iônica e covalente.e) iônica, iônica e covalente

11. Assinale a alternativa que contém átomos que se unirão por ligação iônica) F e S b) Na e Brc) Li e Cad) H e Pe) Cl e N

12 C bi d á A (Z 19) B (Z 16) i bEXERCÍCIOS


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12. Combinando os átomos A (Z=19) e B (Z=16), iremos observar que:a) O átomo A forma ânion com carga -1 b) O átomo B forma cátion com carga +2c) O átomo A ganha um elétron

d) O átomo B perde dois elétronse) O composto formado terá fórmula A2B

13. A fórmula do composto formado pelos átomos X (Z=8) e Y (Z=20) é:a) YX

b) Y2Xc) YX2 d) Y2X2 e) Y2X3

14 N lé l d COEXERCÍCIOS


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14. Na molécula do CO2:a) O carbono forma dois pares de ligação b) Cada oxigênio forma quatro pares de ligaçãoc) A fórmula estrutural é O=C=O

d) O carbono não fica com octetoe) Nenhuma das alternativas

15. A condução de eletricidade pelos metais é devida:Ao movimento de átomos metálicosAo movimento de íons positivos

Ao movimento de elétronsAo movimento de íons negativosAo deslocamento de pares eletrônicos de ligação


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19 Na escala de eletronegatividade conforme quadro abaixo assinale oEXERCÍCIOS


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19. Na escala de eletronegatividade, conforme quadro abaixo, assinale o polar:a) O2(g) b) NO(g)

c) HBr (g)d) Li2(g)

20. (UFPE) As ligações químicas nas substâncias K (s), HCl(g), KCl(srespectivamente:

a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar. b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar.c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente apolar.d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar.e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica.

GEOMETRIA MOLECULAR –

VSEPR


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• A geometria molecular descreve como os núcleos dos átomos quemolécula estão posicionados uns em relação aos outros.

• A geometria de uma molécula pode ser prevista através de um método equímicos ingleses Nevil Sidgwick e Herbert Powell e aperfeiçoado e canadense Ronald Gillespie Teoria da Repulsão dos Pares ECamada de Valência (VSEPR - valence-shell electron-pair repulsion)

Pares eletrônicos isolados e de ligação na camada de valência de um elemuns aos outros e buscam ficar o mais longe possível uns dos out


VSEPR


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Imagem: Ebbing; Gammon (2009)


VSEPR


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VSEPR


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VSEPR


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VSEPR


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21. Determine a geometria das seguintes moléculas:EXERCÍCIOS


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21. Determine a geometria das seguintes moléculas:a) SO3 b) PCl5c) H2O

d)CO2

22. As configurações espaciais das moléculas abaixo são, respectivamente:H2O, BeH2, BF3 e CCl4

a) angular, linear, trigonal plana, tetraédrica. b) angular, trigonal, linear, tetraédrica.c) angular, linear, piramidal trigonal, tetraédrica.d) trigonal, linear, angular, tetraédrica. ligações

A lé l d l l

POLARIDADE DE MOLÉCULAS


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• As moléculas podem ser polares e apolares.

• Polar: molécula se orienta na presença de campo elétrico externo. O pmolécula é atraído pela placa positiva do campo elétrico externo e vice-v

• Apolar: molécula não se orienta na presença de campo elétrico externo.


• A polaridade de uma molécula pode serdeterminada pelo vetor momento dipolarresul tante ( ) , que representa a soma dos

vetores de cada ligação polar da molécula.


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• Outra maneira de determinar a polaridade da maioria das moléculas é es



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• Outra maneira de determinar a polaridade da maioria das moléculas é esrelação entre o número de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central Aátomos iguais ligados a ele.

Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apo



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Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apo

Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são sempre p

Imagem: chemtube3d.com

23. Indique a polaridade das seguintes moléculas:EXERCÍCIOS


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24. Considere as moléculas:EXERCÍCIOS


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a) H2O c) CO2 e) CCl4 b) NH3 d) ClF

I. Em que composto as ligações são mais polares?II. Quais compostos da lista são não polares?III. Qual átomo no ClF é carregado mais negativamente?

25. Classifique em polar ou apolar cada uma das ligações a, b e c:

• As forças intermoleculares são responsáveis pelas diferentes fases da mat

LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULAR


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As forças intermoleculares são responsáveis pelas diferentes fases da mat

(Fase é uma forma da matéria que tem composição química e estado físicotrês estados mais comuns são sólido, líquido e gás).

• As ligações intermoleculares ocorrem, principalmente, entre as moléculíquidos, pois no estado gasoso as moléculas estão isoladas.

• As forças intermoleculares podem ser de dois tipos:

– Van der Waals

– Ligações de Hidrogênio

F d V d W l ã di idid á i ti f



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Forças de Van der Waals são divididas em vários tipos, conforme partículas:

•

Íon - Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (di

• Dipolo permanente - Dipolo permanente (dipolo-dipolo): Atração e polares. Os dipolos atraem-se pelos pólos opostos (positivo-negativo).

Fonte: agracadaquimica com br / mundoeducacao com

• Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula pola



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p p p ç papolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu pólo positivo e a numolécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativodeformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a for

(induzidos). (Ex.: Por exemplo, o gás oxigênio é apolar e a molécula Quando o oxigênio entra em contato com a água, a parte negativa da mafasta os elétrons da nuvem eletrônica do oxigênio, criando um dipolo indde oxigênio. É por isso que essas moléculas se interagem, atraindo-se mtorna possível dissolver gás oxigênio na água.)

• Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de London, ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das ourepulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindipolos.

Fonte: agracadaquimica com br



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www.quimicasuprema.com

LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARDipolo – Dipolo / Dipolo Permanente – Dipolo Permanent


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• Ocorre em moléculas polares.

• Apresentam um pólo de carga positiva e outro de carga negativa (dipolo p

•

O pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo de outra molécula• (Ex.: moléculas de HCl)


• Ocorre em moléculas apolares

LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARForças de London / Forças de Dispersão


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• Ocorre em moléculas apolares

• Em um determinado instante a nuvem eletrônica (elétrons) pode ter ummaior em relação a um dos núcleos, estabelecendo um dipolo instantâneo

•

Este dipolo induz as demais moléculas a formar dipolos, originando pequena intensidade entre elas.

I Ebbi G (2009)

LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARInterações de Hidrogênio


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• Ocorre em moléculas polares.

• Quando a molécula possui um átomo dehidrogênio ligado a um elemento muitoeletronegativo (F, O, N). Este átomo de Hé atraído por um par de elétrons nãocompartilhados no átomo de F, O ou N de

outra molécula.

• Forças bem intensas.

• Ligação de hidrogênio na água

I Ebbi G (2009)

LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARInterações de Hidrogênio


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I Ebbi G (2009)

The electrons in the O – H bonds of H2O moleculesare attracted to the oxygen atoms, leaving the

positively charged protons partially exposed. A proton on one water molecule is attracted to a lone pair on an oxygen atom in another water molecule.

An electof two hy

molecule

density iof color fto green

Lewis structures ofwater with

hydrogen bonding between molecules.



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LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARPontos de Fusão e Ebulição


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• Quanto maior a itnensidade das forças intermoleculares, maior será a en

para separá-las, ou seja, maior será a temperatura de fusão e ebulição.

• Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétdeslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvemais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a smaior ponto de ebulição.



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• Resumidamente:

1. Moléculas de massa molecular aproximadamente iguais

Exemplo: F2 < HCl < H2O Ponto Ebulição: -188 ºC - 83ºC 100ºC

MoléculaApolar

MoléculaPolar

MoléculaPolar com

Interações de H

Pontos de fusão e ebulição crescente

2 M lé l i d f i l l



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2. Moléculas com o mesmo tipo de força intermolecular

Maior massa molecular(maior tamanho)

Maiores os pontofusão e de ebuli

Molécula F2 Cl2 Br2 Massa Molecular 38 71 160 2

Ponto de Ebulição (ºC) -188 -34 59


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Imagem: brasilescola.com



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Imagem: zeus.qui.ufmg.br

LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARES –

So


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Substânci polares ou

a se disssolven

substântendem a s

solve

Semelhante di

LIGAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARES –

So


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https://www.youtube.com/watch?v=IlfCnGYOoEM



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Imagem: Peruzzo; Canto (2010)



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Imagem: image.slidesharecdn.com/apresentaoforasintermoleculares-141118075351-conversion-gate01/95/apresentao-foras-intermoleculares-33-638.jpg?cb=

26. Qual das substâncias abaixo apresentam moléculas que, no estado sólidoassociadas por ligações de hidrogênio?

EXERCÍCIOS


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a) H2 b) CH4

c) NH3d) PH3e) HCl

27. Das substâncias abaixo, qual apresenta os maiores pontos de fusão e ebua) Br

2 b) H2S c) NH3d) SO2

e) HCl

28. Quanto aos Haletos de Hidrogênio: HF, HCl, HBr e HI é correto afirmarEXERCÍCIOS


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01. As moléculas de HF, HCl, HBr, e HI são unidas por forças do tipo02. Dos haletos acima somente o HF é unido por ligações de hidrogê04. Todos os haletos apresentam ligações covalentes polares.

08. Todos os haletos apresentam geometria linear.

29. Sabe-se que a temperatura de ebulição de uma substância depende daforças intermoleculares presentes. Ordene as substâncias abaixo em ordtemperatura de ebulição.

a) HCl, H2, H2O b) HBr, N2, HFc) SO2, O2, HFd) H2S, Cl2, NH3

N d l d L i d li õ í i ifi d

TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)


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• No modelo de Lewis das ligações químicas, verificamos que o par de eestá localizado entre dois átomos ligados, correspondendo a um modelocalizados.

• Contudo, conforme verificado em aulas anteriores, a partir da dualidadedo elétron, não podemos descrever precisamente a posição de um elétronmas sim a probabilidade de encontrá-lo em algum lugar do espaço definid

• A Teoria da Ligação de Valência busca explicar o par de elétrons ou lig pela mecânica quântica.

S d li f d i á d id



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• Segundo a TLV, uma ligação se forma entre dois átomos, quando seguida

1. Um orbital em um átomo passa a ocupar parte da mesma região do espano outro átomo. Ocorre, portanto, a fusão de orbitais atômicos e diz-se, compartilham uma região do espaço, ou superpõem-se.

2. O número total de elétrons em ambos os orbitais é no máximo dois.



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Orbitais Atômicos (revisando)


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Imagem: 2012books.lardbucket.org/books/principles-of-v1.0/section_10/9b0ea297c83419c78eee347ed4c74dd2.j

• Uma ligação sigma ( ) é simetricamentecilíndrica (igual em todas as direções ao

LIGAÇÃO SIGMA ( ) E PI ( )


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( g çlongo do eixo) e não tem um plano nodalcontendo o eixo internuclear.

•

Exemplo: A molécula de hidrogênio émantida por uma ligação .

• A fusão dos dois orbitais atômicos échamada de superposição de orbitais.

• Quanto maior for a superposição, maisforte será a ligação.

Todas as ligações covalentes simplessão ligações .

Quando os elétrons de spins opostos ) em orbitais “s” se superpõe, elesaqui representada pela superfície-limA nuvem tem simetria cilíndrica ao re se espalha sobre os dois núcleos.


http://www.grupoa.com.br/atkinsprincipiosdequimica5ed/animacoes.html

Halogeneteos de Hidrogênio Ex.: HF



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Imagens: Atkins et al. (2013)

Uma ligação também pode semparelhamento de elétrons de(em que z é a direção do eixo idois elétrons da ligação se esparegião do espaço ao redor da s

Antes da combinação dos átomos de H e F para

formar HF, um elétron desemparelhado doátomo de flúor ocupa um orbital 2pz e o elétrondesemparelhado do átomo de hidrogênio ocupaum orbital 1s. Esses são os dois elétrons que seemparelham para formar a ligação. A ligação

também é do tipo .

• Observe a molécula de N2. Sendo que Napresenta camada de valência (2s2 2p3).



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p ( p )

• Neste caso há um elétron desemparelhado

em cada um dos três orbitais 2p de cadaátomo.

• Somente um dos três orbitais de cadaátomo forma uma ligação sigma.

•

Cada um dos dois orbitais 2p de cadaátomo contém um elétron desemparelhadoque só podem se emparelhar se seusorbitais se sobreporem lado a lado. Nestecaso tem-se uma ligação do tipo pi (

).

• Em uma molécula com como N2, as densidades d

se fundem e os dois rodeados por um cilindreletrônica.

• A ligação só ocorre depque é única entre dois átom



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Uma ligação forma-se no emparelhamento despins de elétrons em dois orbitais 2pz de átomos

vizinhos. Até o momento, estamos ignorando asinterações de quaisquer orbitais 2px (e 2py), quetambém contêm elétrons desemparelhados masnão podem formar ligações . O par de elétrons

pode estar em qualquer lugar da superfíciemostrada no diagrama da parte inferior da

figura. Note que o plano nodal do orbital pz continua a existir na ligação .

Uma ligação forma-se quando elétronsde dois orbitais 2p se emparelham e a

superposição se dá lateralmente. Odiagrama do meio representa a densidade

da nuvem de elétrons resultante; odiagrama inferior, a superfície-limite

correspondente. Apesar da formacomplicada da ligação, com dois lobos,ela é ocupada por um par de elétrons e

conta como uma única ligação.

Padrão de lignitrogênio, N2.

mantidos juntos azul) e duas ligaçQuando três ligaligações se fu

longa nuvem em fda nuvem da ligacilíndrica lembr

A BG li d



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A B

A B

A B

• Generalizando:

Uma ligação simples é uma ligação .

Uma ligação dupla é uma ligação maisuma ligação .

Uma ligação tripla é uma ligação maisduas ligações .

30. Quantas ligações sigma e quantas ligações pi existem nas moléculas abai

a) CO2

EXERCÍCIOS


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a) CO2

b) NH3

c) HCN

• A hibridização consiste na interação de orbitais atômicos incompletos queoriginando novos orbitais, em igual número, denominados de orbitais híbrido

HIBRIDAÇÃO / HIBRIDIZAÇÃO


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– São orbitais atômicos hipotéticos que ocorrem como uma preparação parligação covalente.

– Podem ser gerados a partir da combinação de dois ou mais orbitaequivalentes.

– O número de orbitais híbridos gerados é igual ao número de orbitahibridização.

– Como nos demais orbitais, eles podem alocar dois elétrons de spins opcompartilhados pelos átomos.

– Os elétrons não ligantes continuam como pares isolados mesmo após a hibri

• O átomo de carbono 6C (1s2 2s2 2p2),com quatro elétrons na camada de



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com quatro elétrons na camada devalência.

• Contudo, dois elétrons já estãoemparelhados e somente os dois orbitais2p incompletos estão disponíveis paraligação. Logo, o carbono deveria fazerduas ligações perpendiculares, contudo

sabemos que o carbono normalmente faz4 ligações e que a molécula CH4 étetraédrica.

Imagem: http://www.chemtube3d.com/gallery/PNG

• Os quatro elétrons desemparelhados são formados quando um elétron dátomo de carbono é promovido (excitado) para vaga no orbital 2p.



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•

Cada ligação formada libera energia.

• Apesar da energia gasta para promover o elétron, a energia total da molécu

do que seria se o carbono formasse somente duas ligações C-H.

• Outro átomo que pode sofrer hibridização: B (1s² 2s² 2p¹).

Imagem: Atkins et al. (2013) / encrypted-tbn3.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcTr6e11UMYGceJuLjljkfCkbVoQBgoTUm1W9E2HmnyNCB0_KrYUEw

• Numa etapa seguinte, esses orbitais (s, p) interagem e se transformam, ornovos orbitais híbridos.



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• A hibridação do carbono e as ligações do hidrogênio com o átomo molécula do metano podem ser representadas da seguinte maneira:




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• Lembrando que orbitais são ondas de densidades eletrônicas, quando os q(no caso do CH4) se cruzam, formam novos arranjos, pois interferem u(i f ê i d )



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(interferência em ondas).

• Novos arranjos denominados de orbitais híbridos.

• Cada orbital híbrido é formado pela combinação de quatro orbitais atômic

• Os orbitais híbridos sp3 têm dois lobos, mas um deles se estende além d

original e outro é mais curto.

• Esta situação permite que os orbitais se estendam e se superponham maiscom outros orbitais, resultando em ligações mais fortes do que se nhibridação.



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Estes contornos indicam a amplitude da função deonda do orbital híbrido sp3 em um plano que o divideem dois e passa pelo núcleo. As cores indicam avariação da densidade eletrônica no orbital: as regiõesde alta densidade eletrônica estão em vermelho e asregiões de baixa densidade eletrônica, em azul. Cadaorbital híbrido sp3 aponta para os vértices de umtetraedro.

As ligações C-H do metano

emparelhamento de um elételétron de um dos quatro orbC. Portanto, a teoria dos o

prediz quatro ligações earranjo tetraédrico, o que éresultados experimentais.


• Para explicar outros compostos do carbono, há outros tipos de hibridização

– sp2: O aldeído fórmico (CH2O) apresenta a seguinte fórmula estrutural:



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– Neste caso, como existe uma ligação π, um dos orbitais “p” do carbexcitado não participará da hibridização:


4 =

– sp2: Portanto, somente dois dos três orbitais “p” são usados na hibridaçã“p” não hibridado corresponde à ligação (quando aplicável) em um planhíbridos



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híbridos.

– Hibridação do Boro (B):

Imagem: Ebbing; Gammon (2009) / Petrucci et al. (2011)

p

– sp: HCN:

2 e 4 =

1 e 3 =



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• Para que ocorram as duas ligações pi, será necessário que dois orbitais “p

estado excitado não participem da hibridização:


2 e 4 =

– sp: Portanto, somente um dos três orbitais “p” são usados na hibridorbitais “p” não hibridados correspondem às ligações (quando aplicáplano diferente do híbrido



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plano diferente do híbrido.

– Hibridação do Berílio (Be):

– Os orbitais híbridos do tipo sp estão no mesmo eixo afastados por 180º e r

uma molécula linear.

Imagem: Petrucci et al. (2011)



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Três esquemas comuns de hibridação mostrados como superfícies de amplitude da função de orientação dos orbitais híbridos.

(a) Um orbital s e um orbital p formam dois orbitais híbridos sp que apontam em direções opo

(b) Um orbital s e dois orbitais p formam três orbitais híbridos do tipo sp2 que apontam patriângulo equilátero.

(c) Um orbital s e três orbitais p formam três orbitais híbridos sp3 que apontam para os vértice

– Outros orbitais híbridos



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– Ligações múltiplas (duplas / triplas)

• Eteno (C2H4)



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– Ligações múltiplas (duplas / triplas)

• Etino (C2H2)



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Modelo de ligação do etino (acetileno). Os átomos de C têm hibridação sp e os dremanescentes de cada átomo de C formam duas ligações . Embora os dois orbitais

por orbitais “p”, a densidade total de elétrons tem simetria cilíndrica.

31. Indique os tipos de ligações covalentes ( ou ) presentes em cada fórmu

EXERCÍCIOS


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32. Indique a hidridação dos carbonos nas estruturas abaixo.

EXERCÍCIOS


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33. O cinamaldeído ocorre naturalmente no

óleo de canela.

EXERCÍCIOS


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a) Qual é a ligação mais polar?

b) Quantas ligações e quantas ligações

há na molécula?

c) Dê a hibridação dos átomos de C na

molécula.

ligações químicas.pdf

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