LIGAÇÃO COVALENTE: PRINCÍPIOS/ESTRUTURAS DE LEWIS · Exceções à Regra do Octeto B) Compostos...
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LIGAÇÃO COVALENTE: PRINCÍPIOS/ESTRUTURAS DE LEWIS
QFL-4010 Prof. Gianluca C. Azzellini
LIGAÇÃO QUÍMICA
Principais Tipos de Ligação Química
Iônica Covalente Metálica
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Gilbert N. Lewis
LIGAÇÃO COVALENTE:
Compartilhamento de elétrons entre dois átomos
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ESTRUTURAS DE LEWIS
Representação dos elétrons de valência por pontos
Cloro (Z= 17):
Cl: 1s22s22p63s23p5
Cl
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REPRESENTAÇÃO PARA ÍONS
Cl- ⇒⇒⇒⇒ Cl + 1 elétron:
Cl: 1s22s22p63s23p6 Cl-
Na (Z= 11)
Na: 1s22s22p63s1
Na+: 1s22s22p63s0
Na
Na+
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REGRA DO OCTETO
Átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons de
forma que tenham oito elétrons em sua camada de valência.
Configuração eletrônica de gás nobre:
Ne: 1s22s22p6
Ar: 1s22s22p63s23p6
Válido especialmente para: C, N, O, halogênios, metais alcalinos/alcalino terrosos.
Existem muitas exceções!!!!!!!!!!!QFL-4010 Prof. Gianluca C. Azzellini
Regra do Octeto e Representações Moleculares
Exemplos: H2, HF, F2, NH3, O2, N2
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REGRAS PARA A ELABORAÇÃO DE ESTRUTURAS DE LEWIS
Kotz: Capítulo. 9; Brown : Capítulo 8
1. Átomo Central:- Geralmente o átomo de menor afinidade eletrônica.
- Frequentemente temos como átomo central C, N, P, S.
- Halogênios são normalmente átomos terminais, porém nos oxiácidossão os átomos centrais, pex: HClO4.
- Hidrogênio é sempre átomo terminal.
Exemplo:
CH2O, átomo central C
CH2O: formaldeído
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2. Determinação do Número Total de Elétrons de Valência:
- Exemplo CH2O:
C: 1s22s22p2 = 4 elétrons
H: 1s1 = 2x1= 2 elétrons
O: 1s22s22p4= 6 elétrons
Total: 12 elétrons (6 pares de elétrons)
- Ânions: adiciona-se ao número total de elétrons obtidos pela configuração eletrônica a carga formal do ânion.
- Cátions: subtrai-se do número total de elétrons obtidos pela configuração eletrônica a carga formal do cátion.
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3. Formação de Ligações Simples:
- Unir o átomo central aos periféricos.
- Para cada ligação simples é utilizado um par de elétrons.
Exemplo CH2O:
C
H
H
O
Três ligações simples ⇒⇒⇒⇒ 3 pares de elétrons.
6-3= 3 pares de elétrons remanescentes
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4. Distribuição dos pares de elétrons remanescentes:
- Os pares de elétrons remanescentes são distribuídos nos átomos periféricos (exceto H) de tal forma que o número total seja de oito elétrons (4 pares totais)
Exemplo: CH2O três pares remanescentes
C
H
H
O
PARES ISOLADOS DE ELÉTRONS (Lone Pairs)
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5. Completar o Octeto do Átomo Central:- Caso o átomo central não tiver completado o octeto, mover os pares de elétrons isolados para formar ligações duplas/triplas.
Exemplo: CH2O
Carbono apresenta apenas três pares de elétrons. O quarto par éfornecido pelo oxigênio.
C
H
H
OC
H
H
O C
H
H
O
A B CQFL-4010 Prof. Gianluca C. Azzellini
Exemplos:
� NH3
� OCl-
� NO2+
� C2H2
� ClO4-
�HNO3
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Exceções à Regra do Octeto
A) Substâncias com número ímpar de elétrons:
Ex: NO
N O..
...
..N O..
. ..
..
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Meio Ambiente SMOG FOTOQUÍMICO
NO2 + hνννν NO + O
(Etapa Fotoquímica)
2 NO + O2 NO2 (Reação com o ar)
O2 + N2 2 NO (Motores à Combustão)
O2 + O O3
(Formação de Ozônio)
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Exceções à Regra do Octeto
B) Compostos com átomos contendo menos que oito elétrons:
B FF
FBF3
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C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (camada de valência expandida) (geralmente para os elementos do 3º período ou períodos superiores):
P
F
F
F
F
F
F
-
PF6-
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C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (pares de elétrons livres, PEL) (alguns inter-halogênios) :
Ex: [ClF4]-
C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (PEL) (compostos de alguns gases nobres) :
Ex: XeF4
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ESTRUTURAS DE LEWIS E RESSONÂNCIA
Ozônio:
O O O
O OOO O O
O O O
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O O
O O132 pm
121 pm
127 pm
O OO Obs: A estrutura do O3 não élinear como aqui representada. Fig. apenas p/ ilustrar tamanho
das ligações.
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Ex: HNO3 / CO32-
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CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS
Definição:
A carga de um átomo em uma molécula ou íon
calculada assumindo um igual compartilhamento
dos elétrons de ligação.
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CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS
CF= Carga Formal
EV= Número de elétrons de valência
EPI= Número total de elétrons contidos nos pares isolados
EPL= Número total de elétrons contidos nos pares de ligação
CF= EV – [EPI + ½(EPL)]
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CARGAS FORMAIS E ATRIBUIÇÃO DA ESTRUTURA DE LEWIS CORRETA
Regras de Pauling:Regras de Pauling:Regras de Pauling:Regras de Pauling:� Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve ser igual a zero para uma molser igual a zero para uma molser igual a zero para uma molser igual a zero para uma moléééécula neutra e igual a carga de um cula neutra e igual a carga de um cula neutra e igual a carga de um cula neutra e igual a carga de um ííííon.on.on.on.� As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores posspossposspossííííveis.veis.veis.veis.� Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais negativas estão localizadas preferencialmente nos negativas estão localizadas preferencialmente nos negativas estão localizadas preferencialmente nos negativas estão localizadas preferencialmente nos áááátomos mais tomos mais tomos mais tomos mais eletronegativos e as cargas formais positivas nos eletronegativos e as cargas formais positivas nos eletronegativos e as cargas formais positivas nos eletronegativos e as cargas formais positivas nos áááátomos menos tomos menos tomos menos tomos menos eletronegativos.eletronegativos.eletronegativos.eletronegativos.� Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem em em em em áááátomos adjacentes são improvtomos adjacentes são improvtomos adjacentes são improvtomos adjacentes são improvááááveis.veis.veis.veis.�Ex: NOEx: NOEx: NOEx: NO2222
++++
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Exemplos:
�CO2
�OH-
�NO3-
�NH4+
�CO32-
Cargas Formais e Estruturas de Ressonância/Regras de Pauling
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Estruturas de Lewis
Geometria Molecular
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Teoria VSEPR (VESPER)
VSPER: Valence Shell Electron Pair Repulsion
RPEV: Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência
• Geometria: Definida pela repulsão dos pares de elétrons.
• Moléculas assumem a geometria que minimiza as repulsões dos pares de
elétrons.
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Geometria de Grupo Eletrônica – Número Estérico
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Exemplos: BeF2/BF3/CF4
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Geometria de Grupo Eletrônica
X
Geometria Molecular
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= Par compartilhado (PL)
= Par isolado (PI)
Repulsão Crescente
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EOS
Átomo Central: A
Átomos Terminais: X
Pares Isolados: E
NOTAÇÃO VSEPR:
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Nº Estérico
Geometria Básica
(Geometria de Grupo Eletrônica)
0 par isolado
1 par isolado 2 pares isolados
3 pares isolados
2
linear
3
trigonal planar
angular
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Nº Estérico
Geometria Básica
(Geometria de Grupo
Eletrônica) 0 par isolado
1 par isolado 2 pares isolados
3 pares isolados
4
tetraédrico
pirâmide trigonal
angular
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Nº Estérico
Geometria Básica
(Geometria de Grupo
Eletrônica) 0 par isolado
1 par isolado 2 pares isolados
3 pares isolados
5
bipirâmide trigonal
gangorra
forma T
linear
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Nº Estérico
Geometria Básica
(Geometria de Grupo
Eletrônica) 0 par isolado
1 par isolado 2 pares isolados
3 pares isolados
6
octaédrico
pirâmide tetragonal
quadrado planar
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Nº Estérico
Geometria Básica
(Geometria de Grupo
Eletrônica) 0 par isolado
1 par isolado 2 pares isolados
3 pares isolados
7
bipirâmide pentagonal
pirâmide pentagonal
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Determinação da Geometria Correta em Sistemas com Pares Isolados
Os pares de elétrons isolados (PI) devem sempre ser colocados de forma seja gerada a menor repulsão (maior ângulo):
a) contar as repulsões resultantes à 90º dos PI
b) se ocorre um par de elétrons isolado a estrutura com menor interações à 90º PI – PL é a preferida.
c) se ocorrem dois ou mais pares isolados a estrutura com menor interações à 90º PI – PI e PI-PL é a preferida.
Exemplos: SF4 e ClF3
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:
:
:
= S
= F
= PI
A B
90º PI – PL (3) 90º PI – PL (2)
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:: :
: :
:
90º PI – PI (0)
90º PI – PL (6)
A B C
90º PI – PI (1)
90º PI – PL (3)
90º PI – PI (0)
90º PI – PL (4)
:
= Cl
= F
= PIQFL-4010 Prof. Gianluca C. Azzellini
Moléculas com duplas/triplas ligações:
Ligações Múltiplas entre dois átomos são considerados como apenas um grupo de elétrons.
Ex: CO2
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Eletronegatividade e Polaridade das Ligações
Eletronegatividade (χχχχ): medida da capacidade que um átomo tem de atrair para sí elétrons em uma ligação química.
Linus Pauling
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χχχχZ αααα EIZ – AEZ
EI= Energia de Ionização
AE= Afinidade Eletrônica
Escala de Pauling: 0,7 - 4,0
Cs=0,7
F= 4,0
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Polaridade da Ligação Química:
Para uma ligação X-Z:
∆χ= χ∆χ= χ∆χ= χ∆χ= χX - χχχχZ
H-Cl: ∆χ∆χ∆χ∆χ= 3,0 – 2,1= 0,9
Cl-Cl: ∆χ∆χ∆χ∆χ= 3,0 – 3,0= 0
χχχχH= 2,1 e χχχχCl= 3,0
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H-ClCl-Cl
H
Cl
Densidades Eletrônicas
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Momentos de Dipolo nas Ligações Químicas
δδδδ++++ δδδδ−−−−
H-Cl
δδδδ++++ δδδδ−−−−
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Momento de Dipolo (µµµµ):
µµµµ= δδδδ x d
δ= δ= δ= δ= fração de carga
d= comprimento de ligação
δδδδ
d
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Alinhamento de Moléculas Dipolares em um Campo Elétrico
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Polaridade nas Moléculas:
� Polaridade nas Ligações Químicas
� Geometria Molecular
Ex: CO2 e H2O
χχχχH= 2,1
χχχχC= 2,5
χχχχO= 3,5
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Linear
µµµµ= zero
Angular
µµµµ= 1,85 D
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Cargas Formais e Polaridade: BF3
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Ordem de Ligação
Ordem de Ligação (OL)= Número de pares de elétrons de ligação entre dois átomos uma molécula.
C
H
HH
H
OL=1
C OO
OL=2
N N
OL=3
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C HH
OOL=2
OL=1
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O OO OO O
Ordem de Ligação em Moléculas com Estruturas de Ressonância
OL=2OL=1
OL= (OL=1) + (OL=2)/2 = 3/2
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C OO
O 2-OL=2
OL=1
OL= (OL1+ OL1 + OL2)/3 = 4/3
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Conseqüências da Ordem de Ligação
Comprimento de Ligação
Energias de Ligação
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