Aula 4
Formação de cátions e ânions
Ligações químicas
Ións e compostos iônicos
• Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se
transformarem em cátions; íons não-metálicos
não metálicos tendem a ganhar
elétrons para formarem ânions.
Previsão das cargas iônicas
• O número de elétrons que um átomo perde está relacionado com a
sua posição na tabela periódica.
Ións e compostos iônicos
P
Previsão
i ã das
d cargas iônicas
iô i
-
-
-
-
Cátions com valência
alência variável
ariá el
Ligações
g ç
químicas
q
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um
metall para um não-metal.
ã
l
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos.
átomos Normalmente encontrada entre elementos
não-metálicos.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros
unidos.
Ligação iônica
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = -410,9 kJ
Ligação iônica
• A reação é violentamente exotérmica.
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o
constituem. Por quê?
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro
ganhou o elétron para se transformar em Cl−. Observe: Na+ tem a
configuração eletrônica do Ne e o Cl− tem a configuração do Ar.
Ar
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
central
Ligação iônica
• Por que formam-se os sais?
• O ciclo de Born-Haber – contabilização das energias envolvidas na
formação de sais.
(1) Vaporização do Li
155
kJ
(2) Energia de Ligação do F2
77,5 kJ
(3) Potencial de Ionização do Li
520
(4) Afinidade Eletrônica do F
‐328 kJ
(5) Energia de Rede Cristalina do LIF
‐1030 kJ
kJ
Total ‐605,5
‐605 5 kJ kJ
Afinidades eletrônicas
Ligação iônica
Ligação covalente
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder
ou ganhar
h um elétron
lét
para formar
f
um octeto.
t t
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de
elétrons para que cada um atinja o octeto.
octeto
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando
os dois núcleos de H.
Ligação covalente
Formação
ç do H2
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
• Existem algumas
g
ligações
g ç
covalentes nas quais
q
os elétrons estão
localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares.
polares
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
El t
Eletronegatividade
ti id d
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
para sii em certa
t molécula
lé l .
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7
(Cs) a 4,0
4 0 (F).
(F)
• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao descermos em um grupo.
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
Eletronegatividade
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
Eletronegatividade
El
t
ti id d 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
dif
d eletronegatividade
de
l t
ti id d próximas
ó i
a 2 resultam
lt
em
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons
desigual);
g )
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em
ligações iônicas (transferência de elétrons).
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
Eletronegatividade
El
t
ti id d 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 δ+ e o polo negativo por δ-.
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
M
Momentos
t d
de dipolo
di l
• Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
polar
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’
extremidades diferentes da molécula,
molécula
chamamos o HF de um dipolo.
• O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo:
μ =δ ×r
onde
d δ é o valor
l das
d cargas parciais
i i e r o comprimento
i
da
d ligação.
li ã
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
30 C.m
• 1D = 33,34x10
34x10-30
Cm
Desenhando as estruturas
de Lewis
Estruturas de ressonância
•
Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação
dupla e uma simples.
simples A estrutura de ressonância tem duas ligações
idênticas de caráter intermediário.
O
O
•
O
O
O
Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.
O
Desenhando as estruturas
de Lewis
Ressonância no benzeno
•
•
•
•
O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel
hexagonal Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de
hexagonal.
C e um átomo de hidrogênio.
Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de
C.
A estrutura experimental
p
do benzeno mostra qque todas as ligações
g ç
C-C têm o mesmo comprimento.
Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
A ordem de ligação
Espectrofotometria
p
de
Infravermelho
Espectrofotometria
p
de
Infravermelho
Espectrofotometria de
Infravermelho