AULA7

Ligações Químicas

Rodrigo F. C. Marques Rodrigo F. C. Marques

O que veremos!

Tipos de Ligações químicas: ligação iônica e ligação covalente Energia em ligação iônica

Ligação covalente:

•Diagrama de energia

•Representação das estruturas de Lewis •Representação das estruturas de Lewis •Construindo uma estrutura de Lewis.

•Ordem de Ligação e algumas propriedades Químicas. •Ressonância

•Carga formal

•Eletronegatividade

Ligações química: por que?

• Como e por que uma molécula ou um átomo

poliatômico se ligam?

• Por que átomos apresentam ângulos

característicos em uma molécula?

• Por que algumas moléculas não são planas?

• Como prever uma estrutura?

• Como a estrutura se relaciona com as

propriedades químicas e físicas dos

compostos?

Tipos de Ligações química.

• LIGAÇÃO METÁLICA: Movimentação dos

elétrons de valência livremente através de todo

o cristal;

• LIGAÇÃO IÔNICA: transferência de elétrons de

um átomo para outro;

Maioria das ligações encontram-se entre

dois extremos de ligação covalente e iônica.

um átomo para outro;

• LIGAÇÃO COVALENTE: elétrons

compartilhados entre os átomos.

LIGAÇÃO METÁLICA.

•Átomos metálicos apresentam poucos elétrons de valência;

•Os metais são formados por íons positivos “mergulhados” em um “mar de elétrons”.

LIGAÇÃO IÔNICA.

Na_(s) + 1/2 Cl_2(g) → Na+ _{+ Cl}-→ _NaCl (s)

LIGAÇÃO IÔNICA.

Li (1s

2s

)

_→

Li

(1s

) + 1 e

-F (1s

_2s

_2p

_{) + 1 e}

_→

_{F (1s}

_2s

_2p

₎

Li – elemento com baixa energia de ionização (fácil perder elétron)

F – elemento com alta afinidade eletrônica (fácil ganhar elétron)

F (1s

_2s

_2p

_{) + 1 e}

_→

_{F (1s}

_2s

_2p

₎

Energia da formação de ligações iônicas

•Energia de rede: energia necessária para

dissociar

completamente

um

mol

de

composto iónico sólido nos seus iôns no

estado gasoso;

NaCl(s) Na+_{(g) + Cl}-_{(g) U = +787 kJ/mol} NaCl(s) Na+_{(g) + Cl}-_{(g) U = +787 kJ/mol}

•Energia de rede obtida a partir de um ciclo

de Born-Haber.

LIGAÇÃO COVALENTE.

Compartilhamento de elétrons da camada

de valência de cada átomo na ligação.

Acontece quando Energia de Ionização >> energia liberada com formação do ânion (Afinidade Eletrônica) e formação de sólido iônico (Energia de Rede Cristalina)

de valência de cada átomo na ligação.

Força da ligação: atração entre os elétron

compartilhados e os núcleos positivos dos átomos.

LIGAÇÃO COVALENTE: Diagrama de energia.

Representação das estruturas de Lewis

• Apenas elétrons da camada de valência são considerados.

Elétrons são distribuídos como: • Compartilhados (pares ligante)

• Não compartilhado (pares não ligantes)

G. N. Lewis 1875 - 1946 ••

H

Cl

Par de elétrons não compartilhado

Par de elétrons compartilhado

1A

2A

3A

4A

5A

6A

7A

8A

Representação das estruturas de Lewis

Elétrons da camada de valência compartilhados entre átomos ligantes até completar a camada de valência com 8 elétrons – REGRA DO OCTETO

N O B H Li Be N a H e Cl F S N e A r C S i A l P

1A

2A

3A

4A

5A

6A

7A

8A

.

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.

.

.

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.

.

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..

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.

Exceções

Exceções da

da regra

regra do

do Octeto

Octeto

-Molécula na qual um átomo estabiliza com

menos de 8 elétrons

-Molécula na qual um átomo estabiliza com mais

de 8 elétrons.

Elementos do 3°Período.

Disponibilidade do subnível 3d para acomodar mais elétrons.

Construindo uma estrutura de Lewis.

1. Decidir que átomos estão ligados entre si:

• Ex.: CO

– não tem uma estrutura tal

como C—O—O e sim O—C—O

• Geralmente, primeiro átomo da fórmula

• Geralmente, primeiro átomo da fórmula

é o átomo central (ex.: NH

, NO

, NO

_,

SO

CO

, SO

...)

-2. Conte todos os elétrons de valência dos átomos. No caso de íons adicione ou subtraia o número de cargas negativas (ânions) ou positivas (cátions),

respectivamente;

3. Coloque um par de elétron em cada ligação;

4. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo

central (Lembre, H completa valência com 2 elétrons); 5. Coloque todos os elétrons adicionais no átomo

central em pares;

6. Se o átomo central ainda tiver menos que um octeto, formar ligações múltiplas para que cada átomo possua o octeto.

Estrutura de Lewis da amônia (NH₃).

1. Decidir

o

átomo

central

(nunca

o

hidrogênio): neste caso o N.

2. Contar os elétrons de valência:

H = 1 N = 5

TOTAL = (3x1) + 8 = 8 elétrons ou 4 pares

TOTAL = (3x1) + 8 = 8 elétrons ou 4 pares

e

3. Colocar um par de elétron (uma ligação)

entre o átomo central e seus vizinhos

H

H

H

e

4. Como o H já esta completo com 2 elétrons,

o par de elétrons remanescentes irá

completar o octeto do átomo central o N.

H

N

H

e

3 PARES COMPARTILHADOS (bond pair)

1 PAR NÃO COMPARTILHADO (lone pair)

Estrutura de Lewis do íons sulfito (SO₃2-_).

1. Átomo central = S

2. Contar os elétrons de valência:

S = 6

3 x O = 3 x 6 = 18

Carga Negativa = 2

TOTAL = 6 + 18 + 2 = 26

TOTAL = 6 + 18 + 2 = 26

e-ou 13 pares

3. Formar uma ligação entre o átomo central e

seus vizinhos

O

O

O

S

e

4. Os pares remanescentes serão colocados

como pares não compartilhados:

Primeiro nos átomos vizinhos

Depois no átomo central

O

O

O

O

O

S

O

O

O

S

• Cada átomo esta rodeado por um octeto de elétrons.

• ATENÇÃO – a carga formal (O-, S+) deve ser

Estrutura de Lewis para o Dióxido de Enxofre SO₂.

1. Átomo central = S

2. Contar os elétrons de valência:

S = 6

2 x O = 2 x 6 = 12

TOTAL = 6 + 12 = 18

e-ou 9 pares

ou 9 pares

3. Formar uma ligação entre o átomo central e

seus vizinhos e distribuir os pares de

elétrons remanescentes.

O

S

O

emo

4. Formar uma ligação dupla (ligação

ππππ

) de

maneira a completar o octeto de elétrons

para o S. Duas maneiras possíveis:

• •

O

S

O

O

S

O

O

S

O

Estruturas equivalentes chamadas ESTRUTURA DE RESSONÂNCIA

A estrutura de Lewis mais apropriada é um HÍBRIDO entre as duas:

O = S = O

Cada átomo apresenta um octeto de elétrons e carga formal = 0.

Ordem de Ligação e algumas propriedades Químicas.

•Densidade eletrônica entre núcleos afeta o COMPRIMENTO e a

ENERGIA de uma ligação;

•ORDEM DE LIGAÇÃO = número de ligações covalentes entre um

RESSONÂNCIA

TEORIA

Uma ligação N====O (120 pm) e duas ligações simples N_―O (140 pm)

EXPERIMENTALMENTE

• REATIVIDADE: não sofre reações típicas dos compostos com ligação

dupla.

Evidência experimental: Benzeno

Eteno borbulhado em água de

•COMPRIMENTO DE LIGAÇÃO:

Teórico – 3 ligações duplas (134 pm) e 3 ligações simples (154 pm) Experimental – 139 pm

bromo reage com bromo descolorindo a solução para formar dibromoetano. Não ocorre com benzeno.

A CARGA FORMAL

Átomos em moléculas podem apresentar carga.

CARGA FORMAL = n°do Grupo – ½ (n°é compartilhados) – (n°é não compartilhados)

A estrutura ressonante dominante na molécula é que apresenta carga formal o mais próximos possível de zero.

6 - ( 1 / 2 ) ( 4 ) - 4

=

0

• • • •

Carga formal no oxigênio

CF = n°do Grupo – ½ (n°é compartilhados) – (n°é não c ompartilhados)

0

4 - ( 1 / 2 ) ( 8 ) - 0

=

O

C

O

Carga do

átomo de C

_-1

O

C

O

Outra estrutura de Lewis do híbrido de ressonância

+

átomo de C

é zero

₊₁

O

C

O

Forma de ressonância correspondente •_•

O

C

O

• • • •

Qual a estrutura de ressonância predominante?

O

C

O

O

C

O

+

+

O

C

O

O

C

O

+

Se o preenchimento do octeto resultar em carga formal

negativa no átomo central e carga positiva no átomo exterior mais eletronegativo, não preencha o octeto do átomo central

Quando o átomo central pertence ao 3°período e expa ndir seu octeto elimina alguma carga formal, o composto será mais estável.

Expandir o octeto possibilitou diminuir a carga no fósforo e em um oxigênio

Moléculas polares: eletronegatividade.

•Eletronegatividade: a atração que um átomo

exerce sobre os elétrons em uma ligação

química.

•Par de elétrons - maior parte do tempo próximo

ao átomo eletronegativo

∴

∴

∴

∴

surgem dipolos elétricos na ligação.

∴

∴

∴

∴

surgem dipolos elétricos na ligação.

Molécula POLAR

A importância da água na vida: aspectos relacionados às ligações covalentes entre O e H.

As ligações de hidrogênio na água

Menor molécula com maior “potencial” para formar ligação de hidrogênio.

Lig. de hidrogênio

 Reconhecimento molecular: “Sabor doce”

3 pontos de contato são necessários na “molécula do sabor doce” para reconhecer o receptor na língua.

Como a molécula encontra os sítios

do receptor? Movimento Browniano?

Potencial eletrostático da “molécula doce” em regiões Potencial eletrostático da “molécula doce” em regiões onde ela possua ligação de hidrogênio afetará a polarizabilidade de moléculas de água adjacentes. Essa mudança é transmitida ao longo de uma cadeia cooperativa de ligações de hidrogênio até um potencial

eletrostático complementar localizado no sítio do

Importância da água como moderador dos efeitos

de mudanças de temperatura no corpo humano.

 Organismos podem sobreviver em um curto raio de temperatura:

1. Altas temperaturas prejudicam o funcionamento das enzimas. Muitas cessam sua ação antes da temperatura de ebulição da água.

2. Baixas temperaturas diminuem a ação das enzimas. Células podem 2. Baixas temperaturas diminuem a ação das enzimas. Células podem

estourar devido a formação de gelo.

 3 propriedades moderam efeitos de variação de temperatura:

1. Calor específico

2. Calor de vaporização 3. Calor de fusão

Calor específico



Energia

necessária

para

variar

a

temperatura de 1 grama de substância em

1

°

C



Quando calor entra em sistemas aquosos

(lagos, células, etc.) grande parte do calor

é gasto na quebra das ligações de

hidrogênio, impedindo o aumento da

temperatura corpórea ou de sistemas

vivos.

Calor de vaporização



Energia necessária para converter 1 g da

substância líquida em substância gasosa:



Quando temperatura do corpo começa a subir

forma-se uma película de água (suor) na

forma-se uma película de água (suor) na

superfície do corpo. Energia é transferida da

pele para o suor que sairá na forma de vapor.

Assim, evaporar 1 grama de água do corpo

humano retirará 2253J do corpo e diminuirá a

temperatura em 1

°

C

∴

∴

∴

∴

grande perda de calor

ocorre com pequena perda de massa.

Água: um sólido diferente



Água líquida é mais densa que água

sólida, possibilitando a existência de vida

em lagos congelados.

BIBLIOGRAFIA

1. Brady, J. E. & Humiston, G. E. - Química Geral - Livros Técnicos e Científicos.

2. ATKINS, P.,JONES. L., Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio Ambiente.Porto Alegre: Editora

Bookman, 2001 ( tradução da 1º edição de 99) 914p.

3. The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things, Carl H. 3. The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things, Carl H. Snyder, John Wiley & Sons, Inc. (1992 – Second Edition)

4. An introduction to hydrogen bonding, George A. Jeffrey, Oxford University Press