Ligação Química

É necessário compreender (prever) as ligações químicas, se quisermos

entender as propriedades químicas e físicas de elementos e compostos.

- Os elétrons mais fracamente ligados ao átomo podem tomar parte na

formação de ligações químicas.

As ligações químicas se formam, porque os átomos tendem a alcançar o

estado mais baixo de energia ( i.é., o arranjo mais favorável possível)

Qual o motivo de O = C = O ser linear e H2O angular?

Explicações:

Elétrons de Valência :

São aqueles que ocupam a camada mais externa dos

átomos e são fracamente ligados. Portanto, são os que

efetivamente participam das ligações entre átomos

formando moléculas. As camadas s e p são

encontradas nos elementos mais simples (parte dos

grupos 1A até 8A; as dos elementos de transição são ns

e (n-1)d.

A interação de dois átomos origina:

a) repulsão de elétrons (mesma carga); os

núcleos também;

b) os núcleos e elétrons de átomos vizinhos se

atraem; se a força atrativa é maior que a

repulsiva uma ligação é formada (tendendo a

conformação de gás nobre, camadas completas

com elétrons). Isto resulta num

compartilhamento de elétrons, i.é., a ligação

covalente.

uma ligação simples compartilha um par de

elétrons.;

uma ligação dupla compartilha dois pares de

elétrons;

uma ligação tripla compartilha três pares de

elétrons entre dois átomos.

Classificação das ligações:

Covalentes : p/ os não-metais (etano, eteno,

acetileno);

Intermediária? } e/ou elétrons de ligação

compartilhados covalentemente, mas

transferidos de um átomo a

outro como uma ligação iônica.

Iônicas;

Metálicas;

Covalentes : explicadas por estruturas de Lewis:

pontos representam os elétrons

de valência em torno do simbolo do átomo

(orbitais s, px, py, pz );

cada posição pode conter 1 ou 2 pontos , dependendo

do n.o de elétrons no orbital.

.. .. .. H H

:I – Cl: :O – H \ /

.. .. | C = C

H / \

H H

: par isolado;

/ par de e- compartilhados Obs.: veja adiante as possíveis ligações de determinados átomos.

estruturas de Lewis: Obedece a regra do octeto: no máximo 8 e- de valência

são acomodados.

estruturas de ressonância;

Compostos deficientes em elétrons: exceção da regra do octeto.

B e Al compartilham 3 pares de e- :

BF3

Radicais livres ( n.o de elétrons de valência ímpar )

NO ( 11 elétrons ) NO2 (17 elétrons) devido a essa vacância são reativos!

Teoria VSEPR :

permite prever a forma da ligação covalente e da

iônica.

As repulsões entre os pares de elétrons de valência de

um átomo controlam os ângulos entre ligações deste

átomo com outros átomos que o rodeiam.

Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) : ângulo

de ligação, e- de pares não ligantes e ligantes, dão a

forma esperada para o tipo de ligação:

No de pares geometria par-elétron ângulo de ligação (graus)

2 linear 180

3 trigonal planar 120

4 tetraédrico 109,5

5 trigonal piramidal 90 e 120

6 octaédrico 90

Como determinar a forma da molécula?

Como determinar a forma da molécula?

Pelo n.o total de pares de e- isolados e ligações associadas com o

átomo central.

a) desenhe a estrutura de Lewis.

b) determine o n.o total de ligações + os pares de e- isolados ao

redor do átomo central ( o menos eletronegativo, exceto H).

(ligações múlplicas são consideradas como simples)

c) escolha a geometria apropriada ao par-elétron.

d) determine os ângulos de ligação a partir da geometria. Pares

isolados ocupam um volume ligeiramente maior do que pares de

uma ligação, induzindo a forma da molécula.

Ex.:

n.o de pares isolados n.o de átomos ligados

no átomo central ao átomo central

2 3 4

0 CO2 BF3 SiCl4

1 - O3 NH3

2 - - H2O

A Polaridade da Molécula:

a carga parcial negativa , -, é representada no lado da

molécula com maior densidade de e- ,

enquanto que a outra parte é + .

simbolizada por com unidades em D (Debey)

Ex.:

molécula (D) geometria

HF 1,78 linear

HBr 0,79 linear

NF3 0,23 pirâmide trigonal

H2S 0,95 angular

CO2 0 linear

CH4 0 tetraédrica

CH3Cl 1,92 tetraédrica

Na maioria do casos, moléculas totalmente simétrica são não-polar; e quase

todas moléculas assimétricas com elementos diferentes são polar.

1,2 dicloroeteno C2 H2 Cl2 ( cis- e trans-), qual a polaridade?

..

Em H ↤ F : O ↦ C ↤ O

.. - + -

+ -

A partir da teoria VSEPR, podemos prever a forma da

molécula, mas nada sabemos a respeito de suas

propriedades e como são formadas! Duas teorias

procuram ser úteis nesta explicação: a) ligação de

valência, LV, e b) dos orbitais moleculares, OM.

Teoria da ligação de valência, LV:

- Explica a estrutura de moléculas com ligações

covalentes (não-metais) e as propriedades no estado

mais baixo de energia (estado eletrônico fundamental); a

VSEPR faz parte da teoria LV:

as ligações sigma e pi:

- Ocorre uma sobreposição de orbitais “overlap” e os dois

elétrons são compartilhados, criando uma forma no espaço, entre os

dois átomos; um máximo de dois elétrons de spins contrários

ocupam esses orbitais: atração núcleo – elétron; repulsão núcleo –

núcleo e repulsão elétron – elétron.

ligações sigma, :

a H2 : advém de um H com orbital 1 s e outro H com outro orbital

1 s

- não tem plano nodal;

todas as ligações covalentes simples são ligações ;

pares de elétron isolados são localizados em um átomo

particular;

orbitais representados por esferas.

ligações pi, :

N2 : cada N têm três orbitais 2p , logo são possíveis uma

ligação e 2 (os orbitais 2px e 2py) perpendiculares ao

eixo internuclear com sobreposição lado-a-lado.

apresenta plano nodal;

orbitais representados por lóbolos.

Geral:

-uma ligação simples é uma ligação .

- uma ligação dupla é uma ligação mais uma .

- uma ligação tripla é uma ligação mais duas .

Hibridização dos orbitais:

Como interpretar as ligações de CH4 ?

Observando os orbitais atômicos de C:

2p 2p 2p

orbitais sp3 híbridos

2s

neste caso um elétron do orbital 2s foi promovido para um

orbital p (pois os níveis de energia são muito próximos). Isto

explica a ligação de 4 átomos de H ao átomo de C, 4 ligações

sigma.

Esquemas de hibridização:

n.o de orbitais n.o de orbitais

atômicos arranjo tipo de híbridos ao

combinados eletrônico hibridização redor do

átomo central

__________________________________________

2 linear sp 2

3 trigonal planar sp2 3

4 tetraédrica sp3 4

5 bipirâmide trigonal sp3d 5

6 octaédrica sp3d2 6

__________________________________________

Ligações múltiplas são formadas quando um átomo forma

uma ligação com o uso de um orbital híbrido e uma ou

mais ligações com o emprego de orbitais p não-

hibridizados. Ao mesmo tempo a sobreposição lado-a-

lado que forma a ligação torna a molécula resistente a

possíveis rotações.

Quais orbitais híbridos são usados para ligar cada átomo

de carbono e oxigênio no álcool alílico (2-propeno-1-ol) ?