Propriedades periódicas e ligações químicas Química Geral aplicada à nutrição Prof. Marcelo Speziali Professor.ufop.br/speziali Propriedades periódicas e ligações químicas

Propriedades periódicas Carga nuclear efetiva, Z* Tamanho dos átomos e íons Raio atômico

Primeira energia de ionização

Afinidade eletrônica A(g) + e- → A-(g) Eletronegatividade

Ligações químicas Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.

Estruturas de Lewis Regra do octeto As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

Ligação Covalente Ligações múltiplas É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

Regras para determinar a estrutura de Lewis Decida sobre o átomo central; Determine o número de elétrons de valência; Forme ligações covalentes simples entre cada par de átomos; Cargas Formais 4 6 7 4 5 -1 0 +1 4 6 6 4 6 0 0 0 Como regra geral, quando várias estruturas são possíveis, a mais estável será aquela na qual os átomos ostentem cargas formais próximas de zero

Carga formal É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos. Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal. A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.

Carga formal Para calcular a carga formal: Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação. A carga formal é: os elétrons de valência – o número de ligações – os elétrons de um único par

Carga formal Considere: Para o C: Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica). Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. Carga formal: 4 - 5 = -1.

Carga formal Considere: Para o N: Existem 5 elétrons de valência. Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. Carga formal = 5 - 5 = 0. Escrevemos:

Estruturas de ressonância Carga formal A estrutura mais estável tem: a carga formal mais baixa em cada átomo, a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos. Estruturas de ressonância Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis. Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.

Estruturas de ressonância Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).

Estruturas de ressonância

Estruturas de ressonância As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades extremas.

Estruturas de ressonância Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.

Ressonância no benzeno O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio. Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C. A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento. Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.

Ressonância no benzeno Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel: O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).

Número ímpar de elétrons 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.

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. As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons.

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.

3s 3p 3d

Formas espaciais moleculares As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5. Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana. Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro.

Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão. Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV). Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.

O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação

Moléculas com níveis de valência expandidos

Formas espaciais de moléculas maiores

Forma molecular e polaridade molecular Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação entre eles é polar. É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar. Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear.

Superposição de orbitais Ligação covalente e Superposição de orbitais As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque uma ligação se forma. Como devemos considerar a forma em termos da mecância quântica? Quais são os orbitais envolvidos nas ligações? Usamos a teoria de ligação de valência: As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem. Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.

Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para adotarem uma geometria adequada para a ligação. A hibridização é determinada pelo arranjo. Orbitais híbridos sp Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe):

Orbitais híbridos sp O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2. Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações. Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para descreverem os orbitais nas moléculas. Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180 (teoria de RPENV). Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com cada um dos elétrons desemparelhados do F.

Orbitais híbridos sp Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes de 180. Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o orbital 2p para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação. Mas a geometria ainda não está explicada. Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital híbrido. O orbital híbrido surge de um orbital s e de um orbital p e é chamado de orbital híbrido sp.

Orbitais híbridos sp Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância entre si.

Orbitais híbridos sp2 e sp3

Polaridade da ligação e eletronegatividade Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.

Eletronegatividade Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula . Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). A eletronegatividade aumenta: ao logo de um período e ao descermos em um grupo.

Eletronegatividade

Eletronegatividade e polaridade de ligação Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por + e o polo negativo por -.

Momentos de dipolo Considere HF: A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. Há mais densidade eletrônica no F do que no H. Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o HF de um dipolo. O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do dipolo: onde Q é a grandeza das cargas. Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).

Tipos de ligação e nomenclatura O nome do elemento mais eletronegativo termina em –eto e, em geral, vem antes no nome, seguido do prefixo ‘de’. O elemento menos eletronegativo recebe o nome em seguida. Os compostos iônicos recebem seus nomes de acordo com seus íons, inclusive a carga no cátion de sua variável. Os compostos moleculares recebem seus nomes com prefixos.