Ligações químicas Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel

Ligações Químicas Vitamina E Sacarina Fulereno Amônia

LIGAÇÕES IÔNICAS Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas Como se formam as ligações iônicas? O NaCl tem energia mais baixa que Na+ e Cl- Na perde elétrons Elétrons ligam-se ao Cl Íons agrupam-se como um cristal

Propriedades gerais dos sólidos iônicos: LIGAÇÕES IÔNICAS Propriedades gerais dos sólidos iônicos: a) sólidos cristalinos (duros e quebradiços) b) pontos de ebulição e fusão altos c) condução de eletricidade no estado líquido d) Solubilidade alta em água Cloro Sódio

Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural Ligação covalente Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural Exemplo: Molécula do ácido clorídrico (HCl). H 1s1 1 e- na camada de valência Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 es- na camada de valência Regra do octeto

Ligações múltiplas Compartilhamento de dois pares de elétrons: Ex.: ligação C-O na molécula de CO2 Compartilhamento de três pares de elétrons: Ex.: ligação C-N na molécula de HCN

Ligações sigma () e pi () As ligações sigma () ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da ligação. Orbitais s-s Molécula de H2 Orbitais s-p Molécula de HF

Ligações sigma () e pi (). Orbitais p-p Molécula de O2

Ligações sigma () e pi (). Os orbitais px e py estão perpendiculares ao eixo internuclear e a sobreposição ocorre lado a lado formando uma ligação do tipo pi (). Ligação tripla Ligação dupla

Todas as ligações covalentes simples são do tipo sigma As ligações pi () são como nuvens de energia entre os orbitais p, semipreenchidos e paralelos entre si. As ligações  sempre acompanham uma ligação sigma. E são mais fraca que a ligação 

Corrigindo o modelo covalente: Eletronegatividade Todas as ligações são híbridos de ressonância de estruturas covalentes e iônica   Cl - Cl  Cl- Cl+  Cl+ Cl-   H - Cl  H+ Cl-  H- Cl+ Molécula apolar Molécula polar

Polaridade das ligações Em moléculas onde os átomos são iguais a ligação é puramente covalente, pois nenhum dos átomos tem tendência a atrair os elétrons. Já as moléculas formadas por átomos diferentes as estruturas iônicas podem ter contribuição diferente, se afinidade eletrônica de um dos átomos é maior que a do outro então ocorre a formação de cargas parciais sobre os átomos formando com isso uma ligação covalente polar.

Os átomos em uma ligação covalente polar formam o dipolo elétrico (quando uma carga parcial positiva está próxima a uma carga parcial negativa). A medida da magnitude das cargas parciais (dipolo elétrico) é o momento dipolar ().  +  - Unidade: debye (D)

Átomos com alta eletronegatividade atraem os elétrons Linus Pauling, 1932  eletronegatividade () (o poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação) Átomos com alta eletronegatividade atraem os elétrons A maneira mais simples de estabelecer uma escala de eletronegatividade foi desenvolvida por Mulliken.  = ½ (I + Ea)

ligação iônica quando a diferença de  for ~ 2 unidades Não existem fronteiras muito definidas entre as ligações covalentes polares e as ligações iônicas, mas pode-se considerar: ligação iônica quando a diferença de  for ~ 2 unidades ligação covalente quando a diferença de  for < 1,5 unidades C  = 2,6 CO diferença 1,2 então é covalente O  = 3,4 CaO diferença é 2,1 então é polar Ca  = 1,3

Tabela de Eletronegatividade

REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR Método VSEPR: Quando numa moléculas os átomos unem-se, orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons . Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado possível de si. As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares. 90º > 120º > 180º Força da repulsão

A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou livres. Átomo ligado Átomo central Distância longa entre pares: repulsão fraca Átomo ligado Átomo central Distância intermediária entre pares: repulsão intermediária Átomo central Distância curta entre pares: repulsão forte

Número estérico e orientação do par eletrônico. Primeiro passo do método VSEPR é escrever a estrutura de Lewis e quantos pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central. O número total de pares elétrons (compartilhados ou não) ao redor do átomo central chama-se número estérico Para o número estérico 4  geometria quadrado planar (ângulos são de 90º entre si) Tetraédrica os ângulos são de 109,50 e a repulsão é menor entre os pares de elétrons.

2 pares de elétrons livres Número estérico 4 Exemplo Estrutura Descrição Tetraédrico Piramidal 1 par de elétrons livres Angular 2 pares de elétrons livres

Número estérico 5 1 par de elétrons livres 2 pares de elétrons livres Exemplo Estrutura Descrição Número estérico 5 Bipirâmide trigonal 1 par de elétrons livres Gangorra Forma de T 2 pares de elétrons livres Linear 3 pares de elétrons livres

Número estérico 6 1 par de elétrons livres 2 pares de elétrons livres Exemplo Estrutura Descrição Número estérico 6 Octaédrica Pirâmide de base quadrada 1 par de elétrons livres Quadrado- planar 2 pares de elétrons livres

Ligações intermoleculares União das moléculas Forças de van der Waals São ligações fracas, mas são universais. As mais importantes são as forças dipolo-dipolo e as forças de London (dipolo induzido). Ligações de Hidrogênio

São atrações elétricas entre moléculas polares. Forças dipolo-dipolo São atrações elétricas entre moléculas polares. As moléculas se alinham com as cargas parciais opostas o mais perto possível Quanto mais fortes as forças, maior é a energia para separar as moléculas, portanto maior será o ponto de ebulição. o-cloro benzeno (p.e. = 180°C) p-cloro benzeno (p.e = 174°C)

Forças dipolo-induzido São geralmente muito fracas; Ocorrem nas moléculas apolares; Uma região da molécula terá durante um breve tempo uma carga positiva parcial e a outra região terá durante este tempo, uma carga parcial negativa p.e. = 36°C p.e. = 10°C

Moléculas de ác. acético Ligações de hidrogênio Só ocorrem em moléculas que possuem o átomo de H preso a átomos muito eletronegativos como F, O e N. Moléculas de água Moléculas de ác. acético Moléculas de HF