Conceitos Básicos de Ligações Químicas Prof. Élcio Rogério Barrak

Apresentação em tema: "Conceitos Básicos de Ligações Químicas Prof. Élcio Rogério Barrak"— Transcrição da apresentação:

1 Conceitos Básicos de Ligações Químicas Prof. Élcio Rogério Barrak
Engenharia Ambiental Rodolfo Mendes de Lima – 14307 Luciano José da Silva – 14304

2 A regra do octeto Os átomos freqüentemente ganham, perdem ou compartilham seus elétrons para atingir a configuração eletrônica de gás nobre mais próxima deles na tabela periódica. Existem mais exceções do que a regra, mas ela é útil para explicar importantes conceitos de ligação.

3 Símbolos de Lewis É uma maneira simples de mostrar os elétrons da camada de valência, que são os envolvidos em ligações químicas. Exemplo:

4 Configuração eletrônica de íons representativos

5 Ligação iônica É oriunda de forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários. Entre átomos ocorre com um metal (cátion) e um ametal (ânion). Mas o hidrogênio também pode ser o cátion ou o ânion.

6 Os íons são arranjados em uma rede tridimensional regular.

7 Energia de rede É a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. Eel= Ciclo de Born-Haber: Hof [NaCl(s)] = Hof [Na(g)] + Hof [Cl(g)] +I1 (Na) + E(Cl) - Hrede Hrede = 108 kJ kJ kJ – 349 kJ kJ = 788 kJ

8 Resulta do compartilhamento de elétrons entre átomos.
Ligação covalente Resulta do compartilhamento de elétrons entre átomos.

9 Densidade eletrônica da molécula de hidrogênio

10 Estruturas de Lewis Podemos representar a distribuição eletrônica das moléculas usando essa estrutura H• + •H H H H H

11 Ligações múltiplas N N N N N N 1,47Å 1,24Å 1,10Å
1,47Å ,24Å ,10Å Quanto maior o número de pares de elétrons compartilhados menor a distância entre os átomos.

12 Polaridade da ligação e eletronegatividade
Ligação Apolar – Os elétrons são igualmente compartilhados entre os dois átomos. Ligação Polar – Um dos átomos exerce maior atração sobre os elétrons compartilhados. COVALENTE IÔNICA , ,3

13 Momentos de dipolo  = Q · r
Quando cargas de igual magnitude e sinais opostos são separadas por uma distância r, um dipolo é produzido. A intensidade do dipolo é dada por:  = Q · r Molécula apolar: O centro das cargas positivas coincide com o centro das cargas negativas. ( = 0) Molécula polar: O centro das cargas positivas não coincide com o centro das cargas negativas. (  0)

14 Desenhando estruturas de Lewis
5 + (3 x 7) = 26 e-

15 Carga formal É a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons ligantes estivessem igualmente compartilhados. Calcula-se da seguinte maneira: - Atribui-se todos os elétrons não compartilhados ao próprio átomo no qual os elétrons estão localizados. - Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo da ligação. - A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis. - Exemplo: Carga carbono = = -1 Carga nitrogênio = 5 – 5 = 0

16 Utilidade da carga formal
Decisão de qual estrutura de Lewis será mais razoável para determinado composto. Exemplo: e- de valência: - (e- atribuídos ao átomo): Carga formal:

17 Cargas parciais reais Podemos calcular a carga parcial de um átomo em uma molécula utilizando o conceito de eletronegatividade. Exemplo: HCl Cl: 3,0/(3,0 + 2,1) = 0,59 H: 2,1/(3,0 + 2,1) = 0,41. 0,59 x 2 e = 1,18 e ou 0,18 e a mais que a carga do Cl neutro. A medida experimental da carga parcial do cloro e do hidrogênio no HCl é: |0,178|

18 Estruturas de ressonância
Algumas moléculas não podem ser representadas por uma única estrutura de Lewis. Na estrutura real do ozônio as duas ligações têm o mesmo comprimento, contrariamente às estruturas acima. A dupla ligação é menor que a simples. Uma maneira de representar o ozônio é colocar uma seta de duas cabeças entre as estruturas, indicando que a forma real é uma combinação das duas.

19 Ressonância do benzeno
Ligação simples C C têm comprimento = 1,54Å Ligação dupla C C têm comprimento = 1,34Å Ligação real entre os carbonos do benzeno é 1,40Å

20 Exceções à regra do octeto
Número ímpar de elétrons: Quando o número de elétrons de valência de uma molécula é ímpar o completo emparelhamento é impossível. As estruturas mais importantes para a molécula de NO.

21 Deficiência de elétrons: Falta de elétrons de valência em átomo de certa molécula ou íon poliatômico. Exemplo: Trifluoreto de boro, BF3

22 Expansão do octeto: Essa expansão é observada apenas para elementos do terceiro período em diante, pois possuem orbitais vazios para acomodar mais de oito elétrons na última camada. Exemplos: PCl5, SF4, AsF6 ...

23 Forças das ligações covalentes
A força de uma ligação covalente é determinada pela energia necessária para quebrá-la. A energia de ligação é a variação de entalpia para a quebra de uma ligação em particular em um mol de substância gasosa. H = E(Cl Cl) = 242 kJ Para ligações que ocorrem apenas em moléculas poliatômicas devemos usar as energias médias de ligação. H =1660 kJ E(C H) = 415 kJ

24 Entalpias de ligação e entalpias de reação
É possível calcular a variação de entalpia de uma reação utilizando as energias de ligação. Hr =  (entalpia das ligações rompidas) –  (entalpia das ligações formadas). H CH3 + Cl Cl Cl CH3 + H Cl Hr = [E(C H) + E(Cl Cl)] – [E(C Cl) + E(H Cl)] = (413 kJ kJ) – (328 kJ kJ) = kJ

25 Entalpia de ligação e comprimento de ligação
Em geral, à proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se mais curta e mais forte. C C C C C C 1,54 Å ,34 Å ,20 Å

26 Referências Bibliográfica
Princípios de Química – Masterton Química: a ciência central – Brown