LIGAÇÕES QUÍMICAS FÓRMULAS DE LEWIS REGRA DO OCTETO  Ligação iônica Forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas contrárias. Íons formados a.

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1 LIGAÇÕES QUÍMICAS FÓRMULAS DE LEWIS REGRA DO OCTETO  Ligação iônica Forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas contrárias. Íons formados a partir de átomos pela transferência de elétrons de um para o outro. Geralmente, ocorre entre metais e não-metais, excetuando os gases nobres.

2  Ligação covalente Compartilhamento de elétrons entre átomos. Os casos mais conhecidos são entre elementos não- metálicos.  Ligações metálicas Podem ser observadas em metais como cobre, ferro e alumínio. Ocorre entre átomos vizinhos. Elétrons ligantes ficam relativamente livres. Essas ligações dão origem a propriedades metálicas como alta condutividade elétrica e brilho.

3  Fórmulas de Lewis ou de pontos de elétrons Maneira de mostrar os elétrons de valência dos átomos e os seus caminhos durante uma ligação. É formado pelo símbolo químico do elemento mais um ponto para cada elétron de valência, sendo os pontos colocados sucessivamente em cada um dos quatro lados do símbolo, respeitando uma quantidade máxima de dois pontos por lado. O número de elétrons de valência do elemento é o mesmo do número do grupo em que este está na tabela periódica. Exemplo: o oxigênio é da família 6A, logo ele possui 6 elétrons de valência.

4 A regra do octeto Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência. Surgiu com a observação de que todos os gases nobres (exceto o He) têm oito elétrons de valência, e muitos átomos quando reagem também terminam com oito elétrons de valência. Hoje se sabe que a regra do octeto é um caso bastante particular, que vale para poucos átomos, como os do segundo período da classificação periódica.

5 LIGAÇÃO IÔNICA A transferência de elétrons para formar íons de cargas opostas ocorre quando os átomos envolvidos diferem em suas atrações por elétrons. Exemplo: o NaCl é um composto iônico comum porque consiste de um metal com baixa energia de ionização e um não-metal com alta afinidade por elétrons. Na formação do composto, destaca-se a transferência de um elétron de um átomo de sódio para um átomo de cloro. Os colchetes ao redor do íon de cloro são para enfatizar que os oito elétrons estão exclusivamente neste íon.

6  Energias envolvidas na formação da ligação iônica A formação de substâncias iônicas é, geralmente, muito exotérmica. Em outras palavras, o calor de formação ou variação de entalpia na produção de compostos iônicos é bastante negativo. A retirada de elétrons de um átomo é um processo endotérmico e a doação a um não-metal, geralmente, um processo exotérmico. Entretanto, a atração entre íons de cargas opostas, que os mantém unidos, forma um arranjo ou rede, que libera energia. Energia de rede: energia requerida para a separação completa de um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. A aproximação dos íons seria o processo contrário liberando a mesma quantidade de energia.

7 Essa mesma forte atração explica algumas características dos materiais iônicos: são duros, quebradiços com alto ponto de fusão.

8  Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos Muitos íons possuem a tendência de adquir a configuração eletrônica de gás nobre. Um Na²⁺ é improvável em compostos iônicos, pois o segundo elétron a ser removido teria de vir de um nível mais interno do átomo, o que requer uma grande quantidade de energia. A energia de rede não é suficiente para compensar essa energia. Da mesma forma, adicionar dois elétrons ao Cl é energeticamente desfavorável. Por isso, encontramos em compostos naturais somente o Cl⁻, e não o Cl²⁻.

9 Compostos dos metais representativos dos grupos 1A, 2A, 3A contêm cátions com as cargas 1+, 2+ e 3+, respectivamente. Igualmente, compostos dos não-metais dos grupos 5A, 6A, 7A geralmente contêm ânions de cargas 3-, 2- e 1-, respectivamente. São raros compostos iônicos com não-metais do grupo 4A. Os elementos mais pesados desse grupo são metais (Sn e Pb) e encontramos, normalmente, como cátions 2+ nos compostos.  Íons de metais de transição Muitos metais de transição têm mais de três elétrons além do cerne de gás nobre, logo, na maioria dos casos não formam íons com configuração de oito elétrons. É o limite da regra do octeto.

10 Elétrons são sempre perdidos a partir do subnível com maior valor de n (número quântico principal). Portanto, os metais de transição perdem primeiro os elétrons “s” do nível de valência, em seguida, tantos elétrons “d” quantos forem necessários. Exemplo: O Fe com configuração [Ar]3d⁶4s², ao formar o íon Fe²⁺, perde os dois elétrons 4s.  Íons poliatômicos Existem vários cátions e muitos ânions que são poliatômicos. Neles, dois ou mais átomos estão ligados, predominantemente, por ligações covalentes e formam um grupo estável com carga positiva ou negativa. No geral, estes grupos de átomos agem como uma única espécie carregada na formação de um composto iônico, junto com um íon de carga oposta.

11 LIGAÇÃO COVALENTE Compartilhamento de elétrons entre átomos, afim de adquirirem uma configuração estável. Através de métodos de mecânica quântica, é possível concluir que a densidade eletrônica concentra-se entre os núcleos, devido às atrações entre núcleos e elétrons. Com isso o balanço de interações eletrostáticas é de atração, mantendo os dois átomos da ligação unidos.  Estrutura de Lewis Geralmente os pares de elétrons compartilhados são representados por um traço entre os átomos da ligação, e os pares de elétrons não compartilhados como pares de pontos.

12  Ligações múltiplas Ligações simples: um par de elétrons compartilhado. Ligações duplas: dois pares de elétrons compartilhados. Ligações triplas: três pares de elétrons compartilhados. Como regra, à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta, a distância entre os átomos ligados diminui.

13 Polaridade da ligação e eletronegatividade O conceito de polaridade de ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons entre os átomos Ligação covalente apolar é aquela na qual os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos. Ligação covalente polar é quando um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes do que o outro.

14 Eletronegatividade Grandeza usada para estimar se determinada ligação será covalente apolar, covalente polar ou iônica. Linus Pauling, desenvolveu uma escala de eletronegatividade baseada em dados termodinâmicos, que não possuem unidades. Esta escala varia no intervalo de 0,7 – 4,0. O flúor, o elemento mais eletronegativo, tem eletronegatividade de 4,0. O elemento menos eletronegativo, o césio, tem eletronegatividade de 0,7.

15 Em cada período geralmente existe um aumento contínuo na eletronegatividade da esquerda para a direita, isto é, a partir do elemento mais metálico para o menos metálico. Com algumas exceções (especialmente nos metais de transição), a eletronegatividade diminui com o aumento do número atômico em um grupo e as afinidades eletrônicas não variam muito.

16 Eletronegatividade e polaridade de ligação Podemos usar a diferença na eletronegatividade entre dois átomos para medir a polaridade da ligação entre eles. Composto F2F2 HFLiF Diferença de eletronegatividade 4,0 – 4,0 = 04,0 – 2,1 = 1,94,0 – 1,0 = 3,0 Tipo de ligaçãoCovalente apolarCovalente polarIônica

17 A representação dessa distribuição de cargas pode ser feita assim:

18 Distribuições de densidades eletrônicas calculadas para F2, HF e LiF. As regiões de densidade eletrônica relativamente baixa são mostradas em azul escuro, as densidades eletrônicas relativamente altas são mostradas em vermelho escuro.

19 Momentos de dipolo A diferença de eletronegatividade entre os átomos de uma molécula, leva a uma ligação covalente polar ou iônica na molécula. Como consequência, existe uma concentração de carga negativa no átomo mais eletronegativo, deixando o átomo menos eletronegativo no lado positivo da molécula.

20 A polaridade de uma molécula pode ser quantificada Sempre que duas cargas elétricas de mesma magnitude mas de sinais opostos são separadas por uma distância, estabelece-se um dipolo essa medida é denominada momento de dipolo, denominado μ.

21 Desenhando estruturas de Lewis Devemos seguir os seguintes passos: 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples 3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central 4. Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central 5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.

22 Estruturas de ressonância Algumas vezes encontramos moléculas e íons nos quais o arranjo conhecido dos átomos não é descrito adequadamente por uma única estrutura de Lewis. Onde em algumas vezes devemos aplicar ligações duplas, que são ressonantes Estruturas desse tipo são chamadas estruturas de ressonância

23 O ozônio por exemplo:

24 Ressonância no benzeno

25 Exceções à regra do octeto  Número ímpar de elétrons. Em casos como ClO2, NO e NO2, o número de elétrons é ímpar na camada de valência, não ocorrendo o completo emparelhamento dos mesmos, pois o octeto em volta do átomo não é atingido.  Deficiência em elétrons Berílio e boro aparecem em algumas moléculas com o octeto incompleto, o Be é encontrado com 4 elétrons na camada de valência e B com 6.

26  Expansão do octeto É a maior classe de exceções. Consiste em moléculas ou íons com mais de 8 elétrons na camada de valência. A expansão da camada de valência do átomo central é observada apenas para elementos do terceiro período em diante, pois possuem orbitais ns, np e nd vazios que podem ser usados na ligação. Outro fato de expansão é o tamanho do átomo, quanto maior o átomo central, maior o número de elétrons que podem cercá-lo.

27 Força das ligações covalentes A estabilidade de uma molécula está relacionada com a força das ligações covalentes que ela contém, que é determinada pela energia necessária para quebrar a ligação. A energia de ligação é a variação de entalpia, ∆H, para quebra de uma ligação em um mol de substância gasosa. Em moléculas diatômicas, a energia de ligação é aquela necessária para quebrar a molécula em seus dois átomos constituintes. Em poliatômicas deve-se usar energia média de ligação.

28 A entalpia de ligação é sempre uma grandeza positiva; é sempre necessário fornecer energia para romper ligações; contrariamente, a energia é liberada quando uma ligação se forma. Uma molécula com ligações químicas fortes tem menor tendência a sofrer variação química do que aquela com ligações fracas, o que explica a forma química na qual muitos elementos são encontrados na natureza.

29  Entalpias de ligação e entalpias de reação. Para estimar entalpias de ligação, nas quais as ligações são quebradas e novas são formadas, pode-se usar as entalpias médias de ligação. Determina-se se a reação é endotérmica (∆H > 0) ou exotérmica (∆H < 0). Usamos o fato que a quebra de ligação é positiva e a formação é negativa. A reação ocorre em duas etapas: 1- recebe energia para quebrar ligações dos reagentes; 2- devolve energia com as ligações dos produtos. A entalpia de reação é a soma das entalpias de ligações quebradas, menos a soma das entalpias das ligações formadas.

30  Entalpia de ligação e comprimento de ligação Comprimento de ligação é definido como a distância entre os núcleos dos átomos envolvidos na ligação. Há relação entre entalpia de ligação, comprimento de ligação e número de ligações entre átomos. À medida que o número de ligações entre átomos aumenta, a entalpia de ligação aumenta e o comprimento da ligação diminui, ou seja à proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se mais curta e mais forte.