Conceitos Básicos de Ligação Química Bruno Diego de Oliveira 15846 Lucas Rafael Leandro Silva 15865 Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto Ligação iônica Ligação covalente Polaridade da ligação e eletronegatividade Desenhando estruturas de Lewis Exceções à regra do octeto Forças das ligações covalentes Símbolo de Lews Esta notação consiste numa representação esquemática da camada de valência de cada átomo, isto é, representa-se o símbolo do elemento rodeado dos elétrons de valência (representados por pontos ou cruzes). Cada ponto ou cada cruz representa um elétron de valência ou elétron celibatário. S Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons em sua camada de valência. Obs: Existem exceções, descritas posteriormente NaCl(s) H2 O Na+(aq) + Cl-(aq) Eletrólito C12H22O11(s) H2O Não-eletrólito Ligações Iônicas C12H22O11(aq) Ligações Covalentes Ligações metálicas possuem elétrons relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal. • Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. • É sempre uma interação entre metais com não metais. • Um átomo “doa” elétrons e o outro “recebe”elétrons. • Composto eletricamente neutro • Estrutura cristalina regular devido às fortes forças eletrostáticas • Exemplo de reação: Na(S) + 1/2 Cl2 (g) NaCl (S) Hf0 = - 410,9 kJ • Perda de elétrons processo endotérmico • Ganho de elétron processo exotérmico Ex. Na (g) Na +(g) requer 496 kJ/mol Cl (g) Cl - (g) libera 349 kJ/mol Se a transferência de elétron fosse o único fator, o processo seria endotérmico. Energia de rede Energia para separar um composto sólido iônico em íons gasosos • Ocorre a expansão da estrutura até que fiquem completamente separados • Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão • Ex.: NaCl (s) Na + (g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol Depende das cargas do íons Tamanhos Arranjos no sólido Por obedecerem a equação Eel = k Q1Q2 /D Na+(g) + e- + Cl(g) E (Cl) I1(Na) Na+(g) + Cl-(g) Na(g) + 1/2 Cl2(g) Hof [Na(g)] Na(s) + 1/2 Cl2(g) Hof [NaCl(g)] NaCl(s) Energia de rede de NaCl Hof [Cl(g)] - Energia de rede de NaCl Na(g) + Cl(g) Tendência a adquirir configurações de gás nobre O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron de nível mais interno Ex. : Na 1s22s22p63s1 Na+ 1s22s22p6 = [Ne]3s1 = [Ne] A ligação covalente é o compartilhamento de elétrons entre os elementos para que eles atinjam 8 elétrons na camada de valência e fiquem estáveis. Estruturas de Lewis H + H H H Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio. Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o argônio. Cl + Cl Cl Cl Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços. H H Cl Cl O C O N N • • Observação: Para os não-metais, o número de elétrons de valência em um átomo neutro é o mesmo do grupo. Por exemplo, os elementos da família 7A possuem 7 elétrons em sua camada de valência, os da 6A, 6 elétrons etc. A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta, sendo estes no máximo três ligações possíveis. A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0 Molécula Apolar: Não possui diferença de cargas entre os extremos da ligação. Molécula Polar: Centro de cargas positivas e negativas não coincidem. A molécula possui uma região com carga positiva e outra com carga negativa + - Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando separados, um dipolo é produzido A magnitude é o produto da carga com a distância = Qr A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo do que o comprimento de ligação. Para tal, devemos seguir os seguintes passos: PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência Cl P Cl Cl P Cl Cl P Cl Cl Cl Cl BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26 [ O Br O O ] • • • Carga Formal Podemos desenhar várias estruturas de Lewis diferentes que obedecem à regra do octeto. CF = nº e- valência – nº e- na estrutura de Lewis Observação: cargas formais não representam cargas reais dos átomos. Moléculas possuem um arranjo determinado Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada A distancia entre os átomos de estrutura ressonante é menor do que os de ligação simples e maior que os de ligação dupla • Existem três classes de exceções à regra do octeto: • moléculas com número ímpar de elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Número ímpar de elétrons Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. N O N O Deficiência em elétrons • Relativamente raro. • As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. • O exemplo mais típico é o BF3. Expansão do octeto • • • Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Estabilidade está relacionada com as ligações covalentes da molécula Força da ligação é determinada pela energia necessária para quebra da ligação Moléculas com ligações fortes, possuem menor tendência a sofrer variação química Comprimento de ligação Distância entre os núcleos dos átomos envolvidos Quanto mais ligações entre dois átomos, mais curta e mais forte a ligação será C C C C C C 1,54 Å 1,34 Å 1,20 Å 348 kJ/mol 614 kJ/mol 839 kJ/mol • • • Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição MAHAN. “quimica um curso universitário” BIANCO, Gilmar, “Ligações Químicas”