Ligações químicasLigações químicas

Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC - CCTQuímica Geral Profª Fabíola Corrêa viel

Ligações Químicas

Sacarina

FulerenoAmônia

Vitamina E

LIGAÇÕES IÔNICAS

Como se formam as ligações iônicas?

O NaCl tem energia mais baixa que Na+ e Cl-

1. Na perde elétrons

2. Elétrons ligam-se ao Cl

3. Íons agrupam-se como um cristal

Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas

LIGAÇÕES IÔNICAS

Cloro

Sódio

Propriedades gerais dos sólidos iônicos:

a) sólidos cristalinos (duros e quebradiços)

b) pontos de ebulição e fusão altos

c) condução de eletricidade no estado líquido

d) Solubilidade alta em água

Ligação covalente

Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural

Exemplo: Molécula do ácido clorídrico (HCl).

H 1s1 1 e- na camada de valênciaCl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 es- na camada de valência

H Cl. . :¨¨ Regra do octeto

Ligações múltiplas

-Compartilhamento de dois pares de elétrons:

Ex.: ligação C-O na molécula de CO2

-Compartilhamento de três pares de elétrons:

Ex.: ligação C-N na molécula de HCN

H. C. :. N̈:.

O: :¨ O: :¨C: :

Ligações sigma () e pi ()

As ligações sigma () ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da ligação.

Orbitais s-s

Molécula de H2

Orbitais s-p

Molécula de HF

Ligações sigma () e pi ().

Orbitais p-p

Molécula de O2

Ligações sigma () e pi ().

Os orbitais px e py estão perpendiculares ao eixo internuclear e a sobreposição ocorre lado a lado formando uma ligação do tipo pi ().

Ligação dupla Ligação tripla

Todas as ligações covalentes simples são do tipo sigma

As ligações pi () são como nuvens de energia entre os orbitais p, semipreenchidos e paralelos entre si.

As ligações sempre acompanham uma ligação sigma. E são mais fraca que a ligação

Corrigindo o modelo covalente: Eletronegatividade

Todas as ligações são híbridos de ressonância de estruturas covalentes e iônica

 

Cl - Cl Cl- Cl+ Cl+ Cl-  

H - Cl H+ Cl- H- Cl+ Molécula polar

Molécula apolar

Polaridade das ligações

Em moléculas onde os átomos são iguais a ligação é puramente covalente, pois nenhum dos átomos tem tendência a atrair os elétrons.

Já as moléculas formadas por átomos diferentes as estruturas iônicas podem ter contribuição diferente, se afinidade eletrônica de um dos átomos é maior que a do outro então ocorre a formação de cargas parciais sobre os átomos formando com isso uma ligação covalente polar.

Os átomos em uma ligação covalente polar formam o dipolo elétrico (quando uma carga parcial positiva está próxima a uma carga parcial negativa).

A medida da magnitude das cargas parciais (dipolo elétrico) é o momento dipolar ().

+ -

Unidade: debye (D)

•Linus Pauling, 1932 eletronegatividade () (o poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação)

Átomos com alta eletronegatividade atraem os elétrons

A maneira mais simples de estabelecer uma escala de eletronegatividade foi desenvolvida por Mulliken.

= ½ (I + Ea)

Não existem fronteiras muito definidas entre as ligações covalentes polares e as ligações iônicas, mas pode-se considerar: •ligação iônica quando a diferença de for ~ 2 unidades•ligação covalente quando a diferença de for < 1,5 unidades

C = 2,6 CO diferença 1,2 então é covalente

O = 3,4 CaO diferença é 2,1 então é polar

Ca = 1,3

Tabela de Eletronegatividade

REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR

Método VSEPR:Quando numa moléculas os átomos unem-se, orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons .

Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado possível de si.

As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares.

Força da repulsão

90º > 120º > 180º

A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou livres.

Átomo ligado

Átomo ligado

Átomo central

Distância longa entre pares:

repulsão fraca

Átomo central

Distância curta entre pares:

repulsão forte

Átomo ligado

Átomo central

Distância intermediária entre pares: repulsão

intermediária

Número estérico e orientação do par eletrônico.Primeiro passo do método VSEPR é escrever a estrutura de Lewis e quantos pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central.

O número total de pares elétrons (compartilhados ou não) ao redor do átomo central chama-se número estérico

Para o número estérico 4 geometria quadrado planar (ângulos são de 90º entre si)

Tetraédrica os ângulos são de 109,50 e a repulsão é menor entre os pares de elétrons.

Número estérico 4

1 par de elétrons livres

2 pares de elétrons livres

Tetraédrico

Piramidal

Angular

Estrutura DescriçãoExemplo

Número estérico 5

1 par de elétrons livres

2 pares de elétrons livres

3 pares de elétrons livres

Gangorra

Bipirâmidetrigonal

Forma de T

Linear

Exemplo Estrutura Descrição

Número estérico 6

1 par de elétrons livres

2 pares de elétrons livres

Octaédrica

Pirâmide de base

quadrada

Quadrado- planar

DescriçãoEstruturaExemplo

Ligações intermoleculares

• Forças de van der Waals

São ligações fracas, mas são universais.

As mais importantes são as forças dipolo-dipolo e as forças de London (dipolo induzido).

• Ligações de Hidrogênio

União das moléculas

Forças dipolo-dipoloForças dipolo-dipolo• São atrações elétricas entre moléculas polares. • As moléculas se alinham com as cargas parciais

opostas o mais perto possível• Quanto mais fortes as forças, maior é a energia para

separar as moléculas, portanto maior será o ponto de ebulição.

Cl

Cl

p-cloro benzeno(p.e = 174°C)

Cl

Cl

o-cloro benzeno (p.e. = 180°C)

Forças dipolo-induzidoForças dipolo-induzido

• São geralmente muito fracas;

• Ocorrem nas moléculas apolares;

Uma região da molécula terá durante um breve tempo uma carga positiva parcial e a outra região terá durante este

tempo, uma carga parcial negativa

CH3CH2CH2CH2CH3

p.e. = 36°C

CH3 C CH3

CH3

CH3

p.e. = 10°C

Ligações de hidrogênioLigações de hidrogênio

• Só ocorrem em moléculas que possuem o átomo de H preso a átomos muito eletronegativos como F, O e N.

HO

H HO

H

Moléculas de água

Moléculas de HF

H FH F H

FMoléculas de

ác. acético

CH3 CO

O HCH3C

O

OH