q09 - ligacoes quimicas

Figuras: Prentice Hall

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

QUÍMICAQUÍMICA


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• Ligações químicas são forças que mantémos átomos de uma molecula unidos e mantém os íons em suas posições dentro de compostos iônicos sólidos.

• Ligações químicas são forças eletrostáticas; Elas representam o balanço entre forçasatrativas e repulsivas entre partículaseletricamente carregadas.

Ligações Químicas


3Atrações e RepulsõesEletrostáticas

Núcleosrepelem

núcleos…

Nucleos atraemelétrons…

Elétronsrepelemelétrons

Ocorremsimultaneamente

repulsões e atrações: Qual o efeito

líquido??


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Energia de Interação

Mais próximos: maior atração

Forças atrativas igualamforças repulsivas (menor

energia do sistema): 74 pm

d < 74 pm: repulsãointernulear aumenta

rapidamente.

Núcleos de H muitoafastados: pequena

atração.


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• Elétrons de valência têm papel principal nasligações químicas.

• Metais se combinam com não-metais, ocorrendonormalmente transferência de elétrons do metal para o não-metal, estabelecendo ligações iônicas.

• Entre não-metais, um ou mais pares de elétrons de valência são compartilhados entre os átomosligantes, produzindo ligações covalentes.

• Perdendo, ganhando ou compartilhando elétronsno estabelecimento de ligações químicas, átomostendem a ficar com configuração eletrônica de gases nobres.

A Teoria de Lewis daLigação Química


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• Na simbologia de Lewis, o símbolo químico do elementorepresenta o núcleo e os elétrons internos.

• Pontos representam os elétrons de valência.• Escrevendo símbolos de Lewis:

- 1os quatro elétrons a 90 graus ao redor do símbolo;- Emparelhamentos em seguida;

• Simbologia é usada primariamente para elementos queadquirem configuração de gás nobre ao estabeleceremligações.

Simbologia de Lewis


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• Átomos que ganham ou perdem elétrons ganhamconfiguração eletrônica de gás nobre, mas não se tornam gás nobre.

• Devido à transferência de elétrons em uma ligaçãoiônica entre metal e não-metal, há um forte dipoloformado e estes formam um par iônico.

• A ligação iônica é então esta força eletrostáticaatrativa que mantém unidos cátions e ânions.

• O conjunto sólido de íons ordenadamentearranjados é chamado de cristal iônico.

Ligações Iônicas e Cristais Iônicos


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Formação de Cristal de NaCl

Sódio reageviolentamente com gás

cloro.

Na doa elétronao Cl

Atraçãoeletrostática

aparece


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• Em vez de representar todos os elétrons dos átomos envolvidos no estabelecimento de ligações químicas, símbolos de Lewis podem ser utilizados para evidenciar as modificações principais nas estruturas.

Representando Ligações Iônicaspor Símbolos de Lewis


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• Aparentemente, a formação de NaCl não é energeticamente favorecida…

• … pois a entalpia de formação do composto iônico é mais importante que a energia de ionização e a afinidade eletrônica.

• A mudança geral de entalpia pode ser calculadautilizando um prodecimento chamado de Ciclo de Born–Haber.

Mudanças de Energia naFormação de Compostos Iônicos

Na(g) � Na+(g) + e– EI1 = +496 kJ/mol

Cl(g) + e– � Cl–(g) AE1 = –349 kJ/mol


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• O Ciclo de Born-Haberé um processohipotético em que ∆Hfé representada emvários passos.

∆Hf° para o NaCl émuito negativo pois …

… ∆H5 — a energiade rede — é muito

negativa.

Mudanças de Energia naFormação de Compostos Iônicos


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• A Estrutura de Lewis é a combinação de símbolosde Lewis que representam a formação de ligaçõescovalentes entre átomos.

• Na maior parte dos casos, a Estrutura de Lewis mostra átomos com configuração de gases nobres(regra do octeto; H obedece o dueto)

• Os elétrons compartilhados podem ser contadospara cada átomo que os compartilha, de maneiraque cada um obtenha uma configuração de gásnobre.

Estruturas de Lewis paraMoléculas Simples


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• Os elétrons compartilhados são denominados pares

compartilhados (pares ligantes), normalmenterepresentados por (—).

• Os outros pares eletrônicos não compartilhados sãodenominados pares não-ligantes, ou pares isolados.

Cada átomo de cloropossui um octeto.

Estruturas de Lewis paraMoléculas Simples

PAR LIGANTE

PAR ISOLADO


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Alguns Compostos

• Note que a estrutura bidimensional da Estrutura de Lewis não necessariamentecorresponde à correta geometria tridimensional das moléculas. A Estrutura de Lewis não tem este intuito.

• A Estrutura de Lewis para a água pode ser representada com os três átomosalinhados: H–O–H.


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• A ligação em que um par é compartilhado é chamada de ligação simples.

• Ligações múltiplas podem ocorrer:

Múltiplas Ligações Covalentes

Em uma dupla ligação doispares de elétrons são

compartilhados.

Mesmo com ligações múltiplas, cadaátomo obedece a regra do octeto.

Em uma ligação tripla, três pares de elétrons são

compartilhados.


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• A Estrutura de Lewis para a molécula de oxigênio:

• Evidência experimental: oxigênio é uma moléculaparamagnética, logo deve terelétrons desemparelhados.

• As estruturas de Lewis sãouma ferramenta útil, masnem sempre representamcorretamente uma molécula, mesmo quando a estrutura é plausível.

Evidências Experimentais


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• Eletronegatividade (EN) é uma medida da habilidade de um átomo em puxar para si elétrons de uma ligaçãoquímica.

• EN está relacionada a E.I. e A.E. .• Quanto maior a EN de um átomo em uma molécula, mais

fortemente ele vai puxar os elétrons da ligação covalente.

Ligações Covalentes Polares e Eletronegatividade


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Eletronegatividade de Pauling

É bom lembrar: N, O, F, Cl.


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• Átomos idênticos têm a mesma EN e compartilhamde forma igualitária os elétrons. A ligaçãocovalente formada entre eles é apolar.

• Quando eletronegatividades diferemsignificantemente, os pares eletrônicos de ligaçãosão compartilhados de forma desigual. Os elétronsficam mais “próximos”do átomo com maior EN, e a ligação covalente formada é polar.

• Com diferenças de EN ainda maiores entre osátomos ligantes, os elétrons são completamentetransferidos e as ligações formadas são iônicas.

Eletronegatividade x Tipo de Ligação


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Diferença de Eletronegatividade e Tipo de Ligação

Não há distinção clara entreligação iônica e covalente.

Ligação C—H: praticamente apolar.

Ligação Cs—F: iônica


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Ligações Covalentes Polares

Elétrons igualmentecompartilhados.

Elétronsdesigulamente

compartilhados

Cores represenam potencialeletrostático

(azul = positivo, vermelho = negativo).

Ligações polares são tambémrepresentadas por deltas positivos e negativos …

… ou por seta cortadaapontando para o elemento

mais eletronegativo.


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• Átomos de hidrogênio são átomos terminais naestrutura (só fazem uma ligação).

• O átomo central de uma estrutura normalmentetem a menor eletronegatividade.

• Em oxiácidos (HClO4, HNO3, etc.) os hidrogêniossão usualmente ligados a átomos de oxigênio.

• Moléculas e íons poliatômicos normalmente tem estruturas compactas e simétricas.

Escrevendo Estruturas de Lewis


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1. Determine o número total de elétrons de valência (N)2. Desenhe um esqueleto da estrutura e conecte por os

átomos por traços simples (ligações covalentes): 2e-/traço, sobram (N-2*num_traços) elétrons

3. Coloque os pares de elétrons como pares isolados emtorno dos átomos terminais de forma a todos os átomosterminais preencherem seus octetos (dueto para H)

4. Coloque os elétrons remanescentes como pares isoladosem torno do átomo central.

5. Se necessário (se faltarem elétrons para satisfazer todosos octetos), mova um ou mais pares isolados de elétronsde um átomo terminal para formar ligações múltiplascom o átomo central.

Escrevendo Estruturas de Lewis:Método


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Estruturas de Lewis

ExercícioEscreva a estrutura de lewis para o NF3.

ExercícioEscreva uma estrutura de Lewis plausívelpara o fosfogênio, COCl2.

ExercícioEscreva uma estrutura de Lewis plausívelpara o íon clorato, ClO3

–.


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• Carga formal é a diferença entre o número de elétrons de valência do átomo neutro isolado e o número de elétronsassinalado a este átomo quando ligado a outros átomos naestrutura de Lewis.

• Carga formal é uma quantidade hipotética; uma ferramenta.• Normalmente, a Estrutura de Lewis mais plausível é aquela

sem cargas formais.• Quando existir carga formal, ela deve ser tão pequena

quanto possível.• Cargas formais negativas devem aparecer nos átomos com

maior E.N. .• Átomos adjacentes na estrutura não devem ter cargas

formais de mesmo sinal.

Carga Formal


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Carga Formal: Exemplos

LP: par isoladoBP: par ligante


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ExemploDas três estruturas de Lewis para osfosfogênio, COCl2, mostre que a estrutura (a) é a mais plausível.


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• Quando uma molécula puder ser representada por duas ou maisestruturas plausíveis de Lewis que diferem somente nadistribuição de elétrons, a estrutura verdadeira é um híbrido de ambas.

• As estruturas plausíveis são denominadas estruturasressonantes.

• A molécula ou íon que apresenta a ressonância é chamada de híbrido de ressonância.

• Elétrons que são parte do híbrido de ressonância e que estãoespalhados pela estrutura são ditos delocalizados.

Ressonância: Ligações delocalizadas

Três pares de elétrons estão

distribuídos emduas ligações.


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ExemploDesenhe três estruturas equivalentes de Lewis para o

SO3 que sigam a regra do octeto, e descreva como o híbrido de ressonância se relaciona com estas

estruturas.

S

O

O

O


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• Moléculas com número ímpar de elétrons de valência têm pelo menos um elétrondesemparelhado e são chamadas de radicais livres.

• Algumas moléculas têm octetos incompletos. Sãogeralmente compostos de Be, B ou Al; Têmnormalmente características de ligação não usuaise são geralmente reativos.

• Alguns compostos têm camadas de valênciaexpandidas (“octeto” expandido), onde o átomocentral tem mais de 8 elétrons.

• O átomo central pode ter esta expansão se for pelomenos do terceiro período (i.e., S, Cl, P, …).

Moléculas que não seguemo octeto


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ExercícioDê a estrutura de Lewis do pentafluoreto de bromo,

BrF5.

ExercícioIndique o erro em cada uma das estruturas de Lewis.

Substitua cada estrutura por uma mais adequada.


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• Ordem de Ligação é o númerode pares eletrônicoscompartilhados em uma ligação.

• Uma ligação simples tem BO = 1, uma dupla tem BO = 2, etc.

• Comprimento de Ligação é a distância entre os núcleos de dois átomos unidos por umaligação covalente.

• Comprimento de Ligaçãodepende dos átomos na ligação e da ordem da ligação.

Ordem de Ligação e Comprimento de Ligação


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• Energia de Dissociação de Ligação é a energia requeridapara quebrar um mol de um tipo particular de ligaçãocovalente em um composto na fase gasosa.

• Energias de algumas ligações podem variar de compostopara composto, logo é utilizada uma energia média de dissociação de ligação.

Energia de Ligação

A energia daligação H—H é conhecida com

precisão…

… enquanto que a energiada ligação O—H para as

ligações em H2O sãodiferentes.


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• Quanto maior a ordem de ligação (de um determinado tipo), mais curta e mais forte (maiorenergia) será a ligação.

• Uma ligação dupla N=N é mais forte e mais curtaque uma ligação N–N simples.

• Há 4 elétrons entre os 2 núcleos na ligação N=N. Isto produz uma maior atração eletrostática entreos núcleos que em N–N.

Tendências em Comprimento e Energia de Ligação


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For the reaction N2(g) + 2 H2(g) � N2H4(g) to occur …

Cálculos Envolvendo Energias de Ligação

… plus 2(436 kJ), to break bonds of

the reactants.

… we must supply 946 kJ …

When the bonds of the product form, 163 kJ plus

4(389 kJ) of energy is liberated.

∆H = (+946) + 2(+436) + (–163) + 4(–389)

∆Hfo =+99 kJ/mol (de fato é 95,4 kJ/mol)

hidrazina

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