Aula Lig Q final.2013.1 aula06

Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza

Departamento de Química Disciplina: Química Geral

Ligações Químicas

Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira/Alimentos Professora: Liliana Lira Pontes

Semestre 2013.1

Ligações Químicas

União entre os átomos

Se o arranjo resultante de seus dois núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados. Abaixamento de Energia transferência completa de um ou mais elétrons – formação de íons e do composto iônico compartilhamento de elétrons, união dos átomos pela Ligação Covalente - moléculas

Mudança de energia – posição dos elétrons de valência

Ligação metálica

Muitos cátions são mantidos juntos por um grande número de elétrons

Átomos formam íons para atingir a configuração de um gás nobre-

Regra do octeto – os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até que existam oito elétrons em sua camada de valência;

Elementos metálicos do bloco s perdem elétrons – cátion;

Elementos do bloco p e d, (alumínio(Al) e Ferro(Fe)), podem perder vários elétrons para formar os cátions;

Os não-metais raramente perdem elétrons – EI elevada – recebem elétrons;

Ligações

Iônicas

Interação dos átomos - camada de valência

Um ou mais elétrons são transferidos da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro. O átomo que perde elétrons - íon positivo (cátion) e o que ganha elétrons (ânion). EX: LiF

Li 1s2 _2s1 _Li+ _(1s2_{) + e}- _{F (1s}2 _2s2 _2p5_{) + e}- _F- _(1s2 _2s2 2p6₎

Li+ _{+ F}- _{LiF formação do composto iônico}

Ligações

Iônicas

A Formação das Ligações Iônicas Ex: NaCl (sólido cristalino)

Dois átomos : Na _(g) Na+

(g) + e- Energia de ionização = 494 _kJ.mol-1 Energia requerida

Cl _(g) + e- _Cl-

(g) Afinidade eletrônica = -349 kJ.mol-1

Energia liberada

Mudança de energia = 494 – 349 = +145 kJ.mol-1 _{(aumento de energia)} (Não há razão para se formar NaCl)

Ligações

Iônicas

Íons sódio e cloro se juntam para formar o sólido, sua atração mútua libera grande quantidade de energia;

Na+

(g) + Cl-(g)

NaCl _(s) Energia liberada = -787 kJ.mol-1 Mudança de energia líquida no processo global

Na _(g) + Cl _(g) NaCl (s) 145 -787 = -642 kJ.mol-1 (decréscimo de energia)

Um sólido iônico é um

conjunto de cátions e

Na+

(g) + Cl-(g)

NaCl _(s)

Energia reticular U= +787 kJ.mol-1

(Energia Reticular)

Sinal positivo significa;

São necessários 787 kJ.mol-1 para separar os íons de um mol de NaCl 1 mol de NaCl

(sólido cristalino)

1 mol de Na+ _{+ 1 mol de Cl}- (íons oriundos do NaCl)

Ligações Iônicas e a Energia Reticular

Energia (ou entalpia) de rede (energia

reticular):

permite que compostos iônicos se

formem. Estabilidade do composto.

Energia necessária para vaporizar um sólido.

O mol é a unidade do SI para quantidade de substância. Essa quantidade não se refere à massa

ou volume da amostra, mas ao número de átomos, moléculas ,

presentes na amostra.

O mol é a unidade do SI para quantidade de substância. Essa quantidade não se refere à massa ou volume da amostra, mas ao

número de átomos, moléculas , presentes na amostra.

Para elemento temos:

1 mol do elemento X = massa atômica em gramas de X

Para um composto iônico temos:

Soma das massas de todos os átomos na fórmula de um composto iônico.

Energia Reticular

Retículo cristalino

Endotérmicas e sinal positivo, expressas em ∆H (∆H_L) ∆H_L = H_m (íons,g) – H_m(sólido)

Depende do tamanhodo íon e da sua carga ;

menor íon, maior energia reticular.

Não pode ser medida diretamente, mas podemos calcular de maneira indireta.

Ligação Covalente

Ligação covalente –

diminuição

de energia é dada

pelo

compartilhamento de elétrons.

Elementos não-metálicos

se combinam para

formar

moléculas (ligação covalente)

.

H

, N

, O

, F

e as espécies poliatômicas P

e S

.

Ligação Covalente

Molécula de H₂

cada um dos átomos de hidrogênio, na molécula H₂ realiza o compartilhamento dos dois elétrons

Símbolo de Lewis

Gilbert Lewis 1916

“Os átomos formam ligações através do compartilhamento de

pares de elétrons entre eles”

Inventou uma forma de mostrar os elétrons de valência quando os átomos formam ligações químicas.

Representou cada elétron de valência como um ponto e arranjou-os em torno do símbolo do elemento.

H

Compostos Iônicos

Ligação no H₂: H + H H H

Ligação no F₂: F + F F F ou F-F

Elétrons não envolvidos na ligação:

pares isolados ou não-ligantes

Ligação Covalente

H - H

Par ligante

Estrutura de Lewis e a Ligação

Covalente

A estrutura de Lewis de uma molécula

representa os átomos por seus

símbolos

químicos

, as ligações covalentes por

linhas

e os

pares isolados por pares de

pontos

.

Estrutura de Lewis e a Ligação

Covalente

A estrutura de Lewis de uma molécula

representa os átomos por seus

símbolos

químicos

, as ligações covalentes por

linhas

e os

pares isolados por pares de

pontos

.

Ajuda no entendimento das

propriedades

das

moléculas, incluindo suas

formas

e suas possíveis

reações

.

Um par de elétrons emparelhado é chamado de

Ligação Covalente

A quantidade de energia necessária para quebrar a ligação – energia de ligação

H₂

O

rdem de Ligação

Lewis – descreve a maneira como os átomos compartilham os elétrons nas ligações químicas;

Ordem de ligação

Número

de

pares

de

elétrons

compartilhados entre os átomos.

Medida da intensidade da densidade e

_na

ligação.

Quanto a densidade e

_{mais firmemente}

os núcleos estão unidos.

O

rdem de Ligação

Ordem de Ligação

Como desenhar a estrutura de

Lewis ?

CO

Como

desenhar

a

estrutura

de Lewis ?

Estrutura de Lewis e a Regra do Octeto

Estrutura de Lewis deveria mostrar que a regra do

Octeto é obedecida.

CO

, Cl

, N

Há algumas moléculas e íons onde a regra não é

obedecida ou inadequada

Ex:PCl₅

Exceto 2

_{período, Ex:}

carbono(C)

e

o

nitrogênio

(N)

–

muitos não metais

podem ter mais que 8

e

Outras poucas moléculas podem se

comportar como tendo

menos

que oito e

Ligações Iônicas e Covalentes

Diferença de eletronegatividade é muito grande. O átomo mais eletronegativo controla os e-

Não há diferença de eletronegatividade

H2, Cl2, O2, N2

Ligação Covalente Apolar

Ligação Covalente

Polar

Grau de polaridade de uma ligação (quantidade

do caráter iônico) – Ligação torna-se mais de

50% iônica quando a diferença de eletronegatividade

exceder 1,7.

Previsão do caráter da ligação

Se



EN

<

1,7

a ligação é covalente

polar

;

Se



EN

~

1,7

tem 50 % de caráter

iônico

;

Se



EN

>

1,7

então a ligação é

predominantemente

iônica

;

Se



EN

=

0

, a ligação é covalente

apolar

(0% de

caráter iônico).

Na+ _Cl-

Propriedades de compostos

covalentes e iônicos

Compostos covalentes

: geralmente

gases

,

líquidos

ou

sólidos

de baixo ponto de fusão.

CO2

H2O

Sacarose

Propriedades de compostos

covalentes e iônicos

Compostos iônicos

: sólidos de ponto de

Ligação Covalente Normal e

Coordenada

Para reconhecer a proveniência dos elétrons

na estrutura de Lewis, geralmente usa-se

“o”

ou

“X”

no lugar dos pontos.

NH

ligação covalente normal

Ressonância

Estrutura de ressonância ou híbrido de ressonância: Mais de uma possibilidade de representar a estrutura de Lewis para uma molécula;

As três tem a mesma energia, todas são válidas Ex: NO₃-

Medidas experimentais : nenhuma estrutura sozinha é correta;

Todos os comprimentos de ligação são iguais (124 pm); Características intermediárias entre uma dupla pura e uma simples pura;

O melhor é uma mistura de todas as três estruturas de Lewis.

Ressonância

Híbridos de ressonância

CO₃2-

Geometria molecular

Forma como os átomos numa molécula se orientam no espaço.

Pode afetar as propriedades físicas e químicas, como o ponto de fusão, ebulição, densidade, etc.

O modelo mais simples é baseado na estruturas de Lewis: VSEPR (valence shell electron-pair repulsion)

Lewis explica as fórmulas dos compostos covalentes, mostram o número e o tipo de ligação entre os átomos; Fórmula de Lewis não indicam as formas espaciais das moléculas;

Ex: CCl₄

A forma espacial como um todo de uma molécula é determinada pelos seus ângulos de ligação

Geometria molecular

Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela minimização das repulsões entre os pares de elétrons da camada de valência.

O método determina a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor do átomo central numa molécula.

Moléculas com um único átomo central ligado a dois ou mais átomos do mesmo tipo.

Fórmula geral AB_n átomo central A está ligado a n átomos B. Linear Angular

Geometria molecular

EX: CO

e H

O

AB

AB

Orientação Espacial dos Pares de elétrons ao redor do átomo central

Tetraédrica Piramidal

Trigonal

Aplicando o método VSEPR

1- Esquematizar a estrutura de Lewis

2- Determinar o número de domínios de elétrons, domínios ligantes e não ligantes do átomo central.

3- Orientar o par de elétrons e as ligações nas posições apropriadas ao redor do átomo central a fim de minimizar as repulsões entre eles. Determine o arranjo.

4- Colocar cada átomo ligado nos vértices da figura geométrica obtida na etapa 3.

Domínios ligantes: par de elétrons ligantes; Domínios não - ligantes: par de elétrons isolados;

Domínios de elétrons (par não ligante, ligação simples ou dupla)

Geometria da molécula

Exemplos

ClF

CO

H

O

SF

NH

BF

SeO

Formam-se uma ligação entre dois átomos quando dois elétrons com seus spins emparelhados são compartilhados por dois orbitais atômicos sobrepostos, sendo que um

orbital de cada átomo se une para fazer a ligação.

Teoria de Ligação de Valência (teoria VB)

Linus Pauling

Prêmio Nobel:Química e da Paz

Teoria de Ligação de Valência (teoria VB)

Tipos de Ligações

Covalentes

Orbital s

Orbital p

Orbitais Híbridos

Orbital d

Orbital f

Orbitais Híbridos

Ligações σ

(sigma)

Por aproximação frontal dos orbitais atômicos:

H=1s1

F = 2s2 _2p5

Tipos de Ligações Covalentes

N₂

Ligações π (pi)

Por aproximação lateral dos orbitais atômicos:

 São formadas entre átomos que já possuem

ligação σ.

Tipos de Ligações Covalentes

Hibridização de orbitais atômicos

Mistura de orbitais pertencentes a um mesmo

átomo, originando

novos orbitais

iguais entre si,

mas

diferentes

dos orbitais originais.

A diferença destes novos orbitais atômicos,

denominados

orbitais híbridos

, acontece tanto

na geometria (forma) como no conteúdo

energético.

O

número

dos orbitais híbridos obtidos

será o

mesmo

dos orbitais existentes

antes de serem misturados.

Hibridização de orbitais atômicos

Orbital s Orbital p

Hibridização sp

BeF

No acetileno existem 3 tipos de ligações: ligações

sigma s-sp; ligação sigma sp-sp; ligações pi

Ligação tripla  uma ligação sigma  e duas ligações pi

Hibridização sp e Ligações Múltiplas

Hibridização sp2

Hibridização sp2

C

C

H

H

H

H

Hibridização sp3

Exemplo de hibridação

sp

_

_CH

4

Exemplo de hibridação

sp

_

_CH

4

No CH₄, os 4 orbitais híbridos sp3 _{do C se ligam com os}

orbitais s de 4 átomos de H, formando 4 ligações sigma C-H.

Hibridização sp

carbono possui 4 elétrons de valência 2s2_2p2

O carbono pode formar ligações simples, duplas e triplas.

O carbono pode apresentar orbitais híbridos do tipo sp, sp2 e sp3

FORMA DAS MOLÉCULAS

sp

_{- tetraédrica}

H

C

Exemplos

Indique a Hibridização dos orbitais

empregados pelo átomo central em

cada uma das seguintes estruturas;

a)SF₄ b)SF₆ c) NH₃ d)H₂O e)BF₄-