Aula 5
Ligações Químicas:
Estrutura de Lewis,
Geometria e Polaridade
Estrutura de Lewis
Símbolo de Lewis é um símbolo no qual os elétrons da
camada de valência (camada mais externa) de um átomo ou
de um íon simples são representados por pontos colocados
ao redor do símbolo do elemento. Cada ponto representa
um elétron.
Estrutura de Lewis
Conceitos
Ligação covalente dativa ou coordenada é aquela que ocorre
quando o par eletrônico compartilhado é formado por
elétrons de apenas um dos átomos participantes.
Ressonância: Deslocalização eletrônica
Etapas a serem seguidas para representar as estruturas de
Lewis:
1. Calcular o número de elétrons de valência disponíveis em
todos os átomos, na molécula ou íon;
2. Normalmente, o símbolo do elemento de menor
eletronegatividade é no centro;
3. Ligue todos os átomos apropriados entre si, usando um
par de elétrons por ligação;
4. Distribua os elétrons restantes aos pares de modo que
cada átomo adquira o octeto;
Tipos de fórmulas
Ligações moleculares e iônicas
Exceções à regra do octeto
Em alguns casos, as ligações se completam com menos de 8
elétrons  Deficiência em elétrons
As moléculas com menos de um octeto são típicas para
compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A  Berílio e Boro
Exceções à regra do octeto
Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8
elétrons  Fósforo e Enxofre
Esses casos só ocorrem quando o átomo central é
relativamente grande, para que possa acomodar tantos
elétrons ao seu redor.
Exceções à regra do octeto
Há poucos compostos em que a camada de valência é
completada com número ímpar de elétrons.
Compostos dos gases nobres.
Geometria Molecular e teorias de ligação
Iniciou-se estudos sobre a ligação covalente. Pode verificar
que elas ocorrem pelo compartilhamento de elétrons, de
tal modo que eles ficam sob a influência de dois elétrons.
Desta maneira, uma ligação covalente é um tanto difícil de
ser visualizada e merece destaque, por isso iremos buscar
o entendimento dessas suas formas.
Geometria Molecular e teorias de ligação
A forma e o tamanho de uma molécula de determinada
substância, com a força e a polaridade de suas ligações,
determinam enormemente as propriedades daquela
substância.
Na abordagem das formas espaciais de moléculas
começaremos com moléculas (e íons) que, tem um único
átomo central ligado a dois ou mais átomos do mesmo
tipo. Tais moléculas estão de acordo com a formula geral
ABn.
As possíveis formas espaciais de moléculas do tipo ABn
dependem do valor de n.
Teoria de Repulsão do Par de Elétrons no
Nível de Valência (RPENV)
IMPORTANTE CONSIDERAÇÃO: REPULSÕES DIFERENCIADAS
Influência da repulsão no arranjo atômico
Influência da repulsão no arranjo atômico
H
H C H
H
109.5O
H N H
H
107O
O
H
H
104.5O
•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.
DIVIDIR AS MOLÉCULAS EM DUAS
CATEGORIAS:
Geometria Molecular e teorias de ligação
Linear  ângulo de ligação = 180º
Angular  ângulo de ligação # 180º
Geometria Molecular e teorias de ligação
Átomo central três pares de elétrons ligantes nenhum par
isolado  geometria da molécula é trigonal plana.
Se o átomo A se localiza acima do plano dos atomos B, a
forma espacial é chamada piramidal trigonal.
Geometria Molecular e teorias de ligação
Tipo AB4
(Brown, Theodore L.,2005)
Esse afastamento máximo os faz ficarem dispostos não em
uma mesma reta ou plano, mas sim no espaço
tridimensional, formando um tetraedro regular.
Geometria Molecular e teorias de ligação
Outras Geometrias:
Para cinco e seis pares de elétrons ligantes seguem o
mesmo principio: os pares ficarão o mais afastado possível
uns dos outros, formando figuras geométricas espaciais
com ângulos iguais entre as ligações.
Molécula PCl5
geometria bipiramidal
triangular).
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• 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);
•as diferenças de eletronegatividade próximas a 2
resultam
em
ligações
covalentes
polares
(compartilhamento de elétrons desigual);
•as diferenças de eletronegatividade próximas a 3
resultam em ligações iônicas (transferência de
elétrons).
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por + e o polo negativo por -
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Ligações apolares:Ocorrem quando os átomos ligantes
possuem a mesma eletronegatividade.
Ligações polares: Ocorre quando os átomos ligantes
possuem eletronegatividade diferentes  um dos àtomos
exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro.
Forma espacial molecular e polaridade das moléculas
Momentos de dipolo
• 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.
• O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do
dipolo:
  Qr
onde Q é a grandeza das cargas.
Forma espacial molecular e polaridade das moléculas
Forma espacial molecular e polaridade das moléculas
Cada ligação C = O é polar
O dipolo total de uma molécula poliatômica será a soma de
seus dipolos de ligação. Desta maneira, os dois dipolos de
ligação da molécula CO2, apesar de serem vetores com a
mesma direção e com módulos iguais, possuem sentidos
opostos  o dipolo total é zero (molécula apolar)
É uma molécula angular com duas ligações polares.
Os dipolos de ligação possuem módulos iguais, entretanto a
molécula é angular e desta forma os dipolos de ligação não
são diretamente opostos entre si e, portanto, não se
cancelam.
Momento de dipolo total diferente de zero podemos afirmar
que essa molécula é polar..
Forma espacial molecular e polaridade das moléculas
Para moléculas do tipo ABn nas quais todos os átomos
B são os mesmos, determinadas formas moléculas
simétricas – linear (AB2) trigonal plana(AB3),
tetraedrica(AB4), bipiramidal trigonal (AB5) e
octaedrica (AB6)
Devem resultar em moléculas apolares mesmo que as
ligações individuais sejam polares.
Forma espacial molecular e polaridade das moléculas
Forças intermoleculares
Explicam os pontos de fusão e de ebulição, esclarecem o fato
de algumas substâncias serem sólidas, líquidas e outras
gasosas nas condições ambientes.
CH4
P.E. -128°C
CH3Cl
P.E. -14°C
Forças intermoleculares
Ligações ente moléculas apolares (ou forças de London)
As forcas de atração entre dipolos temporários são
chamadas forças de London e são muito fracas se
comparadas as forcas entre dipolos permanentes.
Forças intermoleculares
Ligações ente moléculas apolares (ou forças de London)
Quanto menor a molécula, mais fraca são as forças de London
porque os elétrons estarão mais próximos do núcleo e serão
atraídos com maior força.
F2, Cl2, Br2, e I2
Forças intermoleculares
Ligações ente moléculas polares (Dipolo-dipolo)
Forças intermoleculares
Ligações de hidrogênio
Um caso extremo de
atração dipolo-dipolo que
ocorre quando o H liga-se a
átomos
pequenos
e
fortemente eletronegativos,
especialmente, com F, O e
N
Por que o papel absorve água e o plástico não?
Ligações Metálicas
A ligação metálica não é direcional porque os elétrons
livres protegem o átomo carregado positivamente das
forças repulsivas eletrostáticas
A ligação metálica é geralmente forte (um pouco menos
que a iônica e covalente)= 20-200 Kcal/mol
Forma-se com átomos de baixa eletronegatividade
(apresentam no máximo 3 elétrons de valência)
Ligações Metálicas
Então, os elétrons de valência são divididos com todos os
átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular)
e assim eles estão livres para conduzir
Propriedades dos metais:
Brilho metálico
Densidade elevada
PF e PE elevada
↑ Condutividade elétrica
Maleabilidade e ductibilidade
↑ Resistência à tração
SUPERCONDUTORES
• Os supercondutores não mostram resistência ao fluxo de
uma corrente elétrica.
• O efeito de Meissner: ímãs permanentes levitam sobre
os supercondutores.
• Aplicações dos Supercondutores:
Produção e transmissão de eletricidade: Seria
ideal a aplicação dos supercondutores em
transmissão de energia elétrica das estações
geradoras para as cidades
Ressonância magnética nuclear
Levitação magnética, utilizada em veículos de
transporte, trens, a partir da eliminação da fricção
entre os veículos e os trilhos.
• Como explicar a supercondutividade dos materiais?
Podemos dizer que, em temperatura ambiente, um metal
apresenta resistência elétrica muito pequena, mas não
nula. A medida em que a temperatura abaixa, a
resistência do metal diminui.
A resistência diminuiria até o zero absoluto, tal qual a
temperatura decaísse. As vibrações dos átomos
(dificultam o deslocamento dos elétrons  responsáveis
pela resistência elétrica) do metal cessariam no zero
absoluto.
O comportamento de supercondutor inicia-se apenas
abaixo da temperatura de transição da supercondução,
Tc.