Aula 4 ligações químicas i

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Capítulo 08© 2005 by Pearson Education

QUÍMICA PARA

ENGENHARIA

Professor:Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)

AULA 4/5:

•Ligações Químicas(Brown: Cap.

8 e 9)

AULA

• Conceito de ligação química

• Ligação covalente e iônica

• Polaridade da ligação e eletronegatividade

• Estruturas de Lewis

DUAS SUBSTÂNCIAS

Cloreto de sódio (NaCl)

Sacarose (C12H22O11)

Solubilidade: 359 g/L Solubilidade: 2000 g/L

DUAS SUBSTÂNCIAS

Apesar das suas semelhanças, sacarose e NaCl são substâncias muito diferentes.

NaClSubstancia iônicaLigações iônicas

C12H22O11

Ligações covalentes

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LIGAÇÃO QUÍMICA: A força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.

LIGAÇÕES QUÍMICAS

TIPO DE LIGAÇÃO ORIGEM

Ligação covalente: Resulta do compartilhamento de elétronsentre dois átomos. Normalmente encontradaentre elementos não-metálicos

Ligação iônica:Resulta da transferência de elétrons de ummetal para um não-metal

Ligação metálicaA força atrativa que mantém metais purosunidos.

LIGAÇÕES IÔNICAS

ESTRUTURAS DE LEWIS

• Os elétrons envolvidos com a ligação química são elétrons de valência (nível

mais externo e mais incompleto).

• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em

um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do

elemento.

• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos

desemparelhados.

• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.

• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor

do símbolo do elemento.

LIGAÇÕES QUÍMICAS: ESTRUTURAS DE

LEWIS

G.N. LEWIS

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LIGAÇÕES QUÍMICAS: ESTRUTURAS DE

LEWIS

• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons

até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).

• Funciona tanto para compostos iônicos quanto para ligações covalentes.

• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. LIGAÇÃO IÔNICA

O exemplo do NaCl...

Considere a reação entre o sódio e o cloro:

Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s)∆Hºf = -410,9 kJ

LIGAÇÃO IÔNICA

• A reação é violentamente exotérmica.

• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem.

Por quê?

• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o

elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a configuração

eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar.

• Ambos têm um octeto de elétrons circundando o íon central.

LIGAÇÃO IÔNICA

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• Como muitas substâncias iônicas, o NaCl forma uma estrutura muito regular

na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-.

• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.

• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.

• Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível.

• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a

rede iônica.

LIGAÇÃO IÔNICA

• A Formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir dos seus elementos é endotérmica.

• A reação NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) é endotérmica (∆H = +788 kJ/mol).

• A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica:

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ∆H = -788 kJ/mol

• Isso se chama ENERGIA DE REDE.

LIGAÇÃO IÔNICA: ENERGIA PARA

FORMAR LIGAÇÕES IÔNICAS

Podemos ver a partir do vídeo que a etapa inicial é inserir energia no sistema

• Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol

de um composto sólido iônico em íons gasosos.

• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:

k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d

é a distância entre seus centros.

d

qqE l

21κ=

LIGAÇÃO IÔNICA

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A energia de rede aumenta à medida que:

• As cargas nos íons aumentam;

• A distância entre os íons diminui;

LIGAÇÃO IÔNICA

PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS

Compostos iônicos são duros e quebradiçosCOMPOSTOS IÔNICOS: PONTOS DE

FUSÃO E EBULIÇÃO

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COMPOSTOS IÔNICOS: SOLUBILIDADE

• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em

um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, g. SO42-,

NO3-.

COMPOSTOS IÔNICOS: ÍONS POLIATÔMICOS

LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÕES COVALENTES

• A grande maioria das substâncias não são iônicas

• Assim, precisa-se de um modelo diferente.

• Lewis inferiu que átomos poderiam dividir elétrons uns com os

outros até alcançar a configuração de um gás nobre.

• Este tipo de ligação é chamada de covalente

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Vamos imaginar 2 átomos se aproximando, e

• Quando os dois átomos se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um

elétron para formar um octeto;

• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para

que cada um atinja o octeto;

• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química;

• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois

núcleos de H.

LIGAÇÕES COVALENTES LIGAÇÕES COVALENTES

• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:

• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representadopor uma única linha:

Cl + Cl Cl Cl

Cl Cl H FH O

H

H N H

HCH

H

H

H

LIGAÇÕES COVALENTES: ESTRUTURAS DE LEWIS

• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos

(ligações múltiplas):

• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);

• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);

• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).

• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de

pares de elétrons compartilhados aumenta.

H H O O N N

LIGAÇÕES COVALENTES: LIGAÇÕES MÚLTIPLAS

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• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.

• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não

significa compartilhamento igual daqueles elétrons.

• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão

localizados mais próximos a um átomo do que a outro.

• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.

• Causas??

LIGAÇÕES COVALENTES: POLARIDADE DA LIGAÇÃO

• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em

certa molécula .

• Relaciona-se com a energia de ionização e afinidade eletrônica.

• Linus Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

• A eletronegatividade aumenta ao logo de um período.

LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE


Como aplicar isso?

• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade

de ligação:

• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações

covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);


covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);


iônicas (transferência de elétrons).


E POLARIDADE DE LIGAÇÃO

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• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.

• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ+ e o

polo negativo por δ-.



IÔNICACOVALENTE APOLAR



Qual ligação é mais polar: (a) B-Cl ou C-Cl; (b) P-F ou P-Cl?

C = 2,5

P = 2,1

Cl = 3,0

B = 2,0

F = 4,0

Considere HF:

• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.

• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.

• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o

HF de um dipolo.



MAIS SOBRE AS ESTRUTURAS DE LEWIS

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DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS

As estruturas de Lewis ajudam entender a ligação em muitos compostos químicos. Os passos:

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos

estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.

• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.

• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.

• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um

octeto, tente ligações múltiplas.

DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS

Pratique:Desenha o estrutura de Lewis para

1. CH2CH3

2. HCN

ESTRUTURAS DE RESONÂNCIA

• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis.

• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas

similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.

• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo

que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla

(mais curta).

DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA

O

OO

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• As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real,

que é uma mistura entre várias possibilidades extremas.


• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO4

2-, NO2 e benzeno.


Benzeno: Uma das substâncias químicas mais importante industrialmente.

• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada

átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio.

• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.

• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o

mesmo comprimento.

• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.

DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS: BENZENO

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FORÇAS DAS LIGAÇÕES

A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada

entalpia de dissociação de ligação (∆∆∆∆H),

FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES

Convenção

Normalmente se usa um subscrito para indicar o tipo de reação:

p.ex. ∆∆∆∆subH, ∆∆∆∆vapH ou ∆∆∆∆rH para uma reação em geral.


A energia de ligação de moléculas diatômicas é relativamente simples:

Para a molécula de Cl2, ∆H para a reação:

Obs: Vocês devem lembrar (formação de NaCl) que essa reação precisa

de uma energia de ativação para ocorrer

kJ 242H 2Cl(g)(g)Cl ∆

2 =∆→ lig

• Quando mais de uma ligação é quebrada:

• A entalpia de ligação é uma fração do ∆H para a reação total deatomização:


kJ 1660 H 4H(g)C(g)(g)CH4 =∆+→ r

kJ 415 4

H Hlig =∆

=∆r

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• Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia para uma

reação química.

• Admitimos que em qualquer reação química as ligações precisam ser

quebradas para que novas ligações sejam formadas.

• A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações quebradas

menos a soma das entalpias das ligações formadas.


∑ ∑−=

Reagentes Produtosligligr H∆ H∆H∆

Considerando a reação entre o metano, CH4, e o cloro:

CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) ∆rH = ?


Quando a soma das entalpias é:∆∆∆∆H é negativa, a reação libera calor

(exotérmica)

∆∆∆∆H é positiva, a reação precisa de calor para prosseguir. (Endotérmica)

• Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são quebradas enquanto

uma ligação C-Cl e uma ligação H-Cl são formadas.

• A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as ligações formadas

são mais fortes do que as ligações quebradas.


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FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES

Onde achar os dados de ligação?

CRC Handbook of Chemistry and Physics

• Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações simples.

• Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do queas ligações simples.

• Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomossão mantidos mais próximos e mais firmemente unidos.

FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES:

COMPRIMENTO DA LIGAÇÃO

C CC CC C

Tipo Comp. (Å) ∆∆∆∆ligH (kJ)

Simples 1,54 348

Dupla 1,34 614

Tripla 1,20 839

LIGAÇÃO QUÍMICA: PONTOS

IMPORTANTES

• Classificação de ligações químicas: Iônicas, covalentes e

metálicas;

• Símbolos de Lewis;

• Regra do Octeto (e exceções);

• O ciclo de Born-Haber para a formação de NaCl;

• Polaridade de ligação (ligações polares e apolares);

• Eletronegatividade

• Estruturas de ressonância

• Entalpias de ligação e de reação.

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GEOMETRIA MOLECULAR

• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o

número e os tipos de ligações entre os átomos.

• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação.

• Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os

ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5°.

• Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana.

• Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o

C no seu centro.

GEOMETRIA MOLECULAR

GEOMETRIA MOLECULAR

• Os ângulos de ligação define a geometria da molécula.• Por sua vez os ângulos de ligação são definidos pela repulsão

entre pares de elétrons na camada de valência.

GEOMETRIA MOLECULAR

As possíveis formas espaciais de

um molécula depende do número

de constituintes, n, na formula

geral Abn.

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GEOMETRIA MOLECULAR: FORMAS BÁSICAS

• Existem 5 estruturas geométricas básicas para a forma molecular:

• Podemos prever a geometria?

• Quando A é um elemento do bloco p, sim!

• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se

repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que

minimize essa repulsão.

• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível

de Valência (RPENV).

GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV

• Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares

de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e

pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos).

• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de TODOS os pares

de elétrons (ligantes ou não ligantes).

• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a repulsão e--e-.

GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER

• Para determinar o arranjo:

• Desenhe a estrutura de Lewis,

• conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, Este

pares são denominados domínios de elétrons.

• ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a

repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.

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GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER

• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, consideramos todos

os elétrons (pares solitários e pares ligantes).

• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição

dos átomos.

GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV

• O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o O:

• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se

repelem tanto quanto os pares solitários.

• Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares

de elétrons não-ligantes aumenta.

104.5O107O

NHH

HC

H

HHH109.5O

OHH

RPENV: RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃOO EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO--LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLASLIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS

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Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do que os

elétrons nas ligações simples.

C OCl

Cl111.4o

124.3o


• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de bipirâmide

trigonal) ou AB6 (octaédricos).

• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo

três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão

localizados acima e abaixo desse plano.

• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro pares

de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão

localizados acima e abaixo desse plano.

RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE VALÊNCIA EXPANDIDOS

RP

EN

V: M

OL

ÉC

UL

AS

CO

M N

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AN

DID

OS

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EXERCÍCIOUsar o modelo RPENV para determinar a geometria de (a) SF4 e (b) IF5

SF4 -Gangorra

IF4 –Piramidal quadrada

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