Ligações Químicas - UTFPR

Ligações

QuímicasProfª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs

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Propriedades das

Ligações

Químicas

• Os elétrons da camada de valência apresentam-

se organizados em pares, mesmo que não

estejam envolvidos no compartilhamento.

• O número de pares compartilhados na ligação

covalente, relaciona-se com a regra do octeto (

formar pares de elétrons observando que o total

de elétrons atinja oito ).

TEORIA DA REPULSÃO DOS

ELÉTRONS DE VALÊNCIA

• Os elementos monovalentes (H e 7A) tendem a

compartilhar um elétron, formando um par de

elétrons; os bivalentes (6A) tendem a

compartilhar 2 elétrons, formando 2 pares de

elétrons ; os trivalentes (5A) tendem a


elétrons e, os tetravalentes (4A) tendem a


elétrons.



• Simplificadamente, se diz que os átomos envolvidos na

covalência são atraídos pelos elétrons da última camada

do ligante, embora se saiba que a atração ocorre entre os

núcleos e todos os elétrons da eletrosfera mesmo que

não estejam envolvidos no compartilhamento.

• Os pares de elétrons podem ser organizados em dois

tipos:

• PL (Pares Ligantes): pares de elétrons que unem os

átomos da ligação.

• PNL(Pares Não Ligantes): pares de elétrons que

não participam das ligações.



• Ex:

• Alguns compostos não seguem a regra do octeto



• Dê a representação eletrônica das seguintes moléculas

• HCl

• NH3

• H2

• O2



• Número de elétrons à distribuir (NED)

• do nº de elétrons das camadas de valência

• Cálculo do nº de pares de elétrons

• Distribuição dos pares de elétrons

Ex: PCl3• P = 5A 5e- na camada de valência x 1 = 5e-

• Cl = 7A 7e- na camada de valência x 3 = 21e-

• Total 26e-

• NED /2 = nº de pares de e- = 13 pares de e-

FÓRMULAS ESTRUTURAIS -

CONSTRUÇÃO

• Distribuição dos pares de elétrons

• Escolher o átomo central (moléculas simples

participa com 1 elemento) – P

• Colocar um par de elétrons entre os átomos ligantes


CONSTRUÇÃO

• Distribuir os demais pares respeitando a regra do octeto

e lembrando que, elementos do 3º período em diante,

podem ultrapassar o octeto (desde que não seja

possível respeitar o octeto para todos os elementos

da molécula).

Obs: Considerar a possibilidade de formação de mais de um

par de elétrons entre os átomos (ligação dupla ou tripla), a

fim de que todos os átomos completem 8 elétrons na

camada de valência.


CONSTRUÇÃO

• Complete a tabela abaixo:


CONSTRUÇÃO

Molécula NH3 SO2 CO2

NED

Nº de pares

Átomo Central

Distribuição dos Pares

PL

PNL

• Complete a tabela abaixo:


CONSTRUÇÃO

Molécula NH3 SO2 CO2

NED N(5A) – 5e-

H - 1e- x 3 = 3e-

Total = 8e-

S(6A) – 6e-

O (6A) - 6e- x 2 = 12e-

Total = 18e-

C(4A) – 4e-

O (6A) - 6e- x 2 = 12e-

Total = 16e-

Nº de pares 4 9 8

Átomo

Central

N S C

Distribuição

dos Pares

PL 3 3 4

PNL 1 6 4

• Os pares de elétrons envolvidos na estrutura da molécula

(pares ligantes e pares não ligantes) procuram uma

orientação espacial onde a repulsão entre os pares seja a

menor possível. A partir dessa orientação espacial pode-

se chegar a geometria molecular.

• Regiões de repulsão: uma ligação simples, uma ligação

dupla, uma ligação tripla, um par não ligante

FÓRMULAS ESTRUTURAIS –

GEOMETRIA DAS LIGAÇÕES

• 4 regiões de repulsão



Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito

de eletronegatividade.

* Com base na definição de eletronegatividade foi

possível desenvolver uma regra para determinar se

uma ligação química apresenta um caráter iônico ou

covalente.

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES

- Ligações Iônicas

- Ligações Covalentes

a- Ligações Covalentes Polares

b- Ligações Covalentes Apolares

a) Polaridade das Moléculas Diatômicas:


Moléculas Polares: r 0 Moléculas Apolares: r = 0

- Para se determinar r deve-se considerar dois

fatores

a)Eletronegatividade

a)Geometria da Molécula

•Determinada pelo vetor de momento dipolar

resultante (r).


Ligação Iônica – Átomos diferentes ligados. Diferença de

eletronegatividade superior a 1,7.

Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0)

Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1.

Ligação Covalente Polar – Átomos diferentes ligados.

Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7.

Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0)

Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9.

Ligação Covalente Apolar – Átomos iguais ligados.

Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero).

Eletronegatividade (Cl = 3,0)

Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero).

a) ELETRONEGATIVIDADE

A polaridade das moléculas poliatômicas dependem

da Geometria da Molécula e do Número de

elétrons Isolados na Molécula.

cis-dicloro-eteno

Molécula Polar μ ≠ 0

trans-dicloro-eteno

Molécula Apolar μ = 0

b) GEOMETRIA

• Dizemos que as moléculas assimétricas são

polares e que as moléculas simétricas são

apolares, devido à diferença de densidade

eletrônica.

• A simetria da molécula está associada a dois

fatores: ao tipo de átomo envolvido na ligação e a

geometria molecular.

b) GEOMETRIA

• Geometria Linear

• Moléculas diatômicas com átomos iguais

• Moléculas diatômicas com átomos diferentes

b) GEOMETRIA

Apolar

Polar

• Geometria Linear

• Moléculas triatômicas com átomos iguais

ligados ao átomo central

• Moléculas triatômicas com átomos diferentes

ligados ao átomo central

b) GEOMETRIA

Apolar

Polar

• Geometria Angular

• As moléculas com geometria angular são

assimétricas, portanto são polares. Os PL e os

PNL formam ângulos entre si que fazem com

que existam zonas de maior densidade

eletrônica em determinadas regiões.

b) GEOMETRIA

Polar

• Geometria Trigonal Plana

• Ligantes Iguais – Molécula Apolar

• Ligantes Diferentes – Molécula Polar

b) GEOMETRIA

Polar

Apolar

• Geometria Piramidal

• As moléculas com geometria piramidal serão

assimétricas, portanto polares. Os PL e os

PNL formam ângulos entre si fazendo com que

haja zonas de densidades eletrônicas

diferentes, não havendo possibilidade de

compensação dos efeitos das polaridades dos

átomos presentes.

b) GEOMETRIA

Polar

• Geometria Tetraédrica

• Ligantes Iguais – Molécula Apolar

• Ligantes Diferentes – Molécula Polar

b) GEOMETRIA

Polar

Apolar

Interações

QuímicasLigações Secundárias

Uma interação química significa que as

moléculas se atraem ou se repelem entre si, sem

que ocorra a quebra ou formação de novas

ligações químicas.

Estas interações são frequentemente chamadas

de interações não covalentes ou interações

intermoleculares.

INTERAÇÕES QUÍMICAS

PODEM SER:

Interações iônicas

Forças Moleculares (intermoleculares)

Forças de dispersão

Forças Dipolo-Dipolo

Ligações de hidrogênio

LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS

São interações eletrostáticas fortes que ocorrem

entre cátions e ânions, que são grupos

funcionais com cargas positivas e negativas,

respectivamente.

Geralmente os compostos onde este tipo de

interação é predominante são ditos serem

compostos iônicos.

INTERAÇÕES IÔNICAS

Como exemplo podemos citar os compostos :

[Na]+Cl- (cloreto de sódio)

[CH3CO2]-Na+ (acetato de sódio)

FORÇAS MOLECULARES

DISPERSÃO

Van der Waals ou dipolo instantâneo – dipolo induzido

Substâncias Apolares – Estado líquido

10 vezes mais fracas que dipolo-dipolo

FORÇAS MOLECULARES

DIPOLO-DIPOLO

Lado positivo da molécula atrai o lado negativo da molécula

vizinha.

FORÇAS MOLECULARES

LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO

Pontes de hidrogênio – Somente em estado Líquido e Gasoso

Hidrogênio ligado a elementos eletronegativos

F; N e O

FORÇAS MOLECULARES

TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO

Quanto maior a atração intermolecular, maior a temperatura de fusão e ebulição.

O tamanho das moléculas também influencia na TE e TF.

OU SEJA

Em moléculas de tamanhos semelhantes: Quanto

maior a interação maior TF e TE

Em moléculas com o mesmo tipo de interação:

Quanto maior a molécula maior TF e TE

TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO

Ligação de Hidrogênio: HF- H2O - NH3

Ligação Dipolo Dipolo: HCl – HBr – HI

Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F2, Cl2,

Br2, I2

POLARIDADE E SOLUBILIDADE

Substâncias Polares tendem a se dissolver em

Solventes Polares

Substâncias Apolares tendem a se dissolver em

Solventes Apolares

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