Conceitos Básicos de Ligação Química

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1 Conceitos Básicos de Ligação Química
Capitulo 08 Conceitos Básicos de Ligação Química Bruno Diego de Oliveira Lucas Rafael Leandro Silva

2 Tópicos Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Ligação iônica Ligação covalente Polaridade da ligação e eletronegatividade Desenhando estruturas de Lewis Exceções à regra do octeto Forças das ligações covalentes

3 Símbolo de Lews Esta notação consiste numa representação esquemática da camada de valência de cada átomo, isto é, representa-se o símbolo do elemento rodeado dos elétrons de valência (representados por pontos ou cruzes). Cada ponto ou cada cruz representa um elétron de valência ou elétron celibatário. S

4 A regra do octeto Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons em sua camada de valência. Obs: Existem exceções, descritas posteriormente

5 Exemplos H2O  NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Eletrólito Ligações Iônicas
 C12H22O11(s) C12H22O11(aq) Não-eletrólito Ligações Covalentes

6 Ligações metálicas  possuem elétrons relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal.

7 Ligações Iônicas Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. É sempre uma interação entre metais com não metais. Um átomo “doa” elétrons e o outro “recebe”elétrons.

8 Ligações Iônicas Composto eletricamente neutro
Estrutura cristalina regular devido às fortes forças eletrostáticas Exemplo de reação: Na(S) + 1/2 Cl2 (g)  NaCl (S) Hf0 = - 410,9 kJ

9 Energias envolvidas na formação da ligação iônica
Perda de elétrons  processo endotérmico Ganho de elétron  processo exotérmico Ex. Na (g)  Na +(g) requer kJ/mol Cl (g)  Cl - (g) libera kJ/mol Se a transferência de elétron fosse o único fator, o processo seria endotérmico.

10 Energia de rede Energia para separar um composto sólido iônico em íons gasosos Ocorre a expansão da estrutura até que fiquem completamente separados Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão Ex.: NaCl (s)  Na + (g) + Cl- (g) H rede = kJ/mol

11 Energia de rede Depende das cargas do íons Tamanhos Arranjos no sólido
Por obedecerem a equação Eel = k Q1Q2 /D

12 Cálculo de Energias de Rede: Ciclo de Born-Haber
Na+(g) + e- + Cl(g) I1(Na) E (Cl) Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) - Energia de rede de NaCl Energia de rede de NaCl Na(g) + Cl(g) Hof [Cl(g)] Na(g) + 1/2 Cl2(g) Hof [Na(g)] Na(s) + 1/2 Cl2(g) Hof [NaCl(g)]

13 Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
Tendência a adquirir configurações de gás nobre O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron de nível mais interno Ex. : Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1 Na+ 1s22s22p = [Ne]

14 Ligação Covalente Estruturas de Lewis
A ligação covalente é o compartilhamento de elétrons entre os elementos para que eles atinjam 8 elétrons na camada de valência e fiquem estáveis. Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio. Estruturas de Lewis H H H H

15 Ligação Covalente Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o argônio. Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços. Cl + Cl Cl Cl Cl Cl H H O C O N N

16 Ligação Covalente Observação:
Para os não-metais, o número de elétrons de valência em um átomo neutro é o mesmo do grupo. Por exemplo, os elementos da família 7A possuem 7 elétrons em sua camada de valência, os da 6A, 6 elétrons etc. A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta, sendo estes no máximo três ligações possíveis.

17 Eletronegatividade A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0

18 Polaridade da ligação Molécula Apolar: Não possui diferença de cargas entre os extremos da ligação. Molécula Polar: Centro de cargas positivas e negativas não coincidem. A molécula possui uma região com carga positiva e outra com carga negativa

19 Polaridade da ligação e eletronegatividade
 -

20 Uma maneira matemática de se medir a polaridade de uma molécula.
Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando separados, um dipolo é produzido A magnitude é o produto da carga com a distância A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo do que o comprimento de ligação.  = Qr

21 Desenhando Estruturas de Lewis
Para tal, devemos seguir os seguintes passos: [ ] Cl P Cl Cl O Br O O PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26

22 Desenhando Estruturas de Lewis
Carga Formal Podemos desenhar várias estruturas de Lewis diferentes que obedecem à regra do octeto. CF = nº e- valência – nº e- na estrutura de Lewis Observação: cargas formais não representam cargas reais dos átomos.

23 Estruturas de Ressonância
Moléculas possuem um arranjo determinado Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada A distancia entre os átomos de estrutura ressonante é menor do que os de ligação simples e maior que os de ligação dupla

24 Estruturas de Ressonância

25 Exceções à regra do octeto
Existem três classes de exceções à regra do octeto: moléculas com número ímpar de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Número ímpar de elétrons Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.

26 Exceções à regra do octeto
Deficiência em elétrons Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. O exemplo mais típico é o BF3.

27 Exceções à regra do octeto
Expansão do octeto Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.

28 Forças das ligações covalentes
Estabilidade está relacionada com as ligações covalentes da molécula Força da ligação é determinada pela energia necessária para quebra da ligação Moléculas com ligações fortes, possuem menor tendência a sofrer variação química

29 Forças das ligações covalentes
Comprimento de ligação Distância entre os núcleos dos átomos envolvidos Quanto mais ligações entre dois átomos, mais curta e mais forte a ligação será C C 1,54 Å 348 kJ/mol 1,20 Å 839 kJ/mol 1,34 Å 614 kJ/mol

30 Referências Bibliográficas
Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição MAHAN. “quimica um curso universitário” BIANCO, Gilmar, “Ligações Químicas”