Conceitos básicos de ligação química

Apresentação em tema: "Conceitos básicos de ligação química"— Transcrição da apresentação:

1 Conceitos básicos de ligação química

2 Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Existem três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.

3 Notação de Lewis: para o entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons de valência de um átomo, representam-se os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.

4 Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência; Todos os gases nobres, com exceção do He, satisfazem à regra do octeto, ou seja têm uma configuração s2p6; Existem exceções a esta regra, como o alumínio que se estabiliza com 6 elétrons na camada de valência;

5 Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = – 410,9 kJ
Ligação iônica Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários; Transferência de elétrons de um metal para um não- metal ou hidrogênio; Considere como exemplo a ligação entre sódio metálico e cloro gasoso: Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = – 410,9 kJ

6 Figura 1 - Estrutura cristalina do cloreto de sódio
Figura 1 - Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Cada um dos íons de Na+ é envolto por seis íons Cl-, e cada um dos íons de Cl - é envolto por seis íons Na+.

7 A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de cargas opostas; A energia necessária para a estabilização desses íons em um sólido iônico é a energia de rede; Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros.

8 Ligação Covalente Átomos adquirem uma configuração eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos; Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação covalente; A molécula de hidrogênio, H2, fornece o exemplo mais simples possível;

9 Figura 2 – Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio

10 Estruturas de Lewis: as ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos, onde cada par de elétrons compartilhado é representado por um traço: Ligações múltiplas: é possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos: Um par = ligação simples ( ); Dois pares = ligação dupla ( ); Três pares = ligação tripla ( );

11 Polaridade da ligação e eletronegativdade
O conceito de polaridades de ligação descreve o compartilhamento de elétrons entre os átomos; Ligação covalente polar: um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro; Ligação covalente apolar: os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos;

12 Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa molécula .
Em geral, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período e diminui ao descermos em um grupo. Linus Pauling desenvolveu uma escala de eletronegatividades, que vai de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

13 Figura 3 – Eletronegatividades dos elementos

14 A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação entre eles. Em geral, diferenças próximas a: 0 resultam em ligações covalentes apolares (F2); 2 resultam em ligações covalentes polares (HF); 3 resultam em ligações iônicas (LiF); Quanto maior a diferença eletronegativa entre os átomos, mais polares serão suas ligações;

15 Quando duas cargas de mesma magnitude mas de sinais contrários são separados por uma distância (r), estabelece-se um dipolo; Momento de dipolo (µ) : medida quantitativa da magnitude de um dipolo: µ = Q.r Geralmente expresso em Debye (D), que é o igual a 3,34 10-30 coloumb  metro (Cm)

16 Desenhando Estruturas de Lewis
Estrutura de Lewis para o tricloreto de fósforo, PCl3 Some os elétrons de valência de todos os átomos: P = 5 elétrons de valência; Cl = 7 elétrons de valência; 5 + (3 x 7) = 26

17 Desenhando Estruturas de Lewis
Some os elétrons de valência de todos os átomos; Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples: Cl P Cl Cl

18 Desenhando Estruturas de Lewis
Some os elétrons de valência de todos os átomos; Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples; Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central: Cl P Cl Cl

19 Desenhando Estruturas de Lewis
Some os elétrons de valência de todos os átomos; Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples; Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central; Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central (ou tente ligações múltiplas): Cl P Cl

20 Carga formal: carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade; CF = (nº de elétrons de valência do átomo) – (nº elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis); Cargas formais não representam cargas reais nos átomos; Usada para determinar qual estrutura de Lewis é mais estável;

21 Exceções à regra do octeto
Existem três classes de exceções à regra do octeto envolvendo ligações covalentes: moléculas com número ímpar de elétrons (NO); moléculas nas quais um átomo tem menos do que um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons (BF3); moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto (PCl5);