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