Capítulo 08 Conceitos Básicos de Ligação Química

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1 Capítulo 08 Conceitos Básicos de Ligação Química
Álvaro Ferreira Santiago Audeliano Wolian Li

2 Sumário Introdução 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 Por que estudar ligações químicas?
Introdução Por que estudar ligações químicas? Os átomos de uma substância estão unidos com suas ligações químicas e estas determinam as propriedades dessa substância. Por exemplo: C(grafite) e C(diamante) forma de ligação Sacarose e sal de cozinha tipo da ligação.

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

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

6 Introdução S Símbolos de Lewis
Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, ou seja, localizados no nível incompleto mais externo ao átomo. Cada elétron de valência é representado por um ponto. S

7 Introdução A regra do octeto
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência.

8 Ligações Iônicas Forças eletrostáticas existentes entre íons de cargas de sinais contrários. Geralmente interação entre metais com não metais.

9 Ligações Iônicas BOOM !!! Metal + Ametal = Cátion + Ânion
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

10 Ligações Iônicas

11 Energias envolvidas na formação da ligação iônica
Ligações Iônicas 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.

12 Ligações Iônicas 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

13 Ligações Iônicas Energia de rede Depende das cargas do íons Tamanhos
Arranjos no sólido Por obedecerem a equação Eel = k Q1Q2 /D A energia de rede aumenta à proporção que as cargas aumentam, e que seus raios diminuem

14 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)]

15 Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
Ligações Iônicas Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos Tendência a adquirir configurações de gás nobre Ex. : Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1 Na+ 1s22s22p = [Ne] O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron de nível mais interno Elementos pesados do grupo 4A, são encontrados como cátions 2+ em compostos iônicos

16 Ligação Covalente Estruturas de Lewis
A ligação covalente ocorre com o compartilhamento de elétrons para se obter uma configuração eletrônica de gás nobre. Essa ligação atua como uma “cola” para unir os átomos. Estruturas de Lewis H H H H Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio.

17 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. Cl + Cl Cl Cl Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços. H H Cl Cl O C O N N

18 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.

19 Polaridade da ligação e eletronegatividade
Ligação covalente apolar Ligação covalente polar Ligação iônica

20 Polaridade da ligação e eletronegatividade
Ligações covalentes polares e apolares Elétron de ligação União entre átomos idênticos União entre átomos diferentes Eletronegatividade Grau de polaridade e diferença em eletronegatividade

21 Polaridade da ligação e eletronegatividade
 -

22 B mais eletronegativo A mais eletropositivo Densidade eletrônica em B maior do que em A Momento dipolar de A para B Composto AB -q +q + + d A B μ μ = Q r

23 Polaridade da ligação e eletronegatividade
Momentos de dipolo Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando separados, um dipolo é produzido. A magnitude é o produto da carga com a distância  = Qr A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo do que o comprimento de ligação.

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

25 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.

26 Estruturas de Ressonância
Moléculas possuem um arranjo determinado Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada Considerada uma ligação  e meia ligação 

27 Estruturas de Ressonância

28 Exceções à Regra do Octeto
Número ímpar de elétrons (ClO2, NO e NO2). NO contém = 11 elétrons de valência ou N O N O

29 Exceções à Regra do Octeto
Deficiência em elétrons (boro e belírio). Expansão do octeto (PCl5, SF4, AsF6-)

30 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

31 Comprimento de ligação
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 C C 1,34 Å 614 kJ/mol C C 1,20 Å 839 kJ/mol

32 Curiosidades Explosivos Energia armazenada em ligações químicas
Decomposição exotérmica Produtos da decomposição gasosos Decomposição muito rápida Estável

33 Curiosidades Ligações químicas fracas, e decomposição em moléculas com ligações muito fortes N2(g) ,CO(g) e CO2(g) , compõem os explosivos Nitroglicerina: amarelo-pálida, sensível Alfred Nobel, “acidentalmente” descobriu a dinamite Prêmio Nobel

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35 Referências Bibliográficas
Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição Masterton: Princípios de Química Enciclopédia Encarta 2000