Capítulo 08

Conceitos Básicos de Ligação Química

Álvaro Ferreira Santiago

Audeliano Wolian Li

Introdução

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

Sumário

Introdução

Por que estudar ligações químicas?

• Os átomos de uma substância estão unidos com suas ligações químicas e estas determinam as propriedades dessa substância.

• Por exemplo: C(grafite) e C(diamante) forma de ligação

Sacarose e sal de cozinha tipo da ligação.

Introdução

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-

(aq)

H2O

C12H22O11(s)

Eletrólito Ligações Iônicas

H2OC12H22O11(aq)

Não-eletrólito Ligações Covalentes

Ligações metálicas possuem elétrons relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal.

Introdução

Símbolos de Lewis• Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, ou seja, localizados no nível incompleto mais externo ao átomo. Cada elétron de valência é representado por um ponto.

S

Introdução

A regra do octeto• Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência.

Introdução

Ligações Iônicas

• Forças eletrostáticas existentes entre íons de cargas de sinais contrários.

• Geralmente interação entre metais com não metais.

Ligações Iônicas

Na(S) + 1/2 Cl2 (g)

• Metal + Ametal = Cátion + Ânion• Composto eletricamente neutro• Estrutura cristalina regular devido às fortes

forças eletrostáticas• Exemplo de reação:

NaCl (S) Hf0 = - 410,9 kJ

Ligações Iônicas

Energias envolvidas na formação da ligação iônica

• 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.

Ligações Iônicas

Energia de rede• Energia para separar um composto sólido

iônico em íons gasosos

Ex.: NaCl (s) Na + (g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol

• Ocorre a expansão da estrutura até que fiquem completamente separados

• Fortes atrações fazem com que a maioriados cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão

Ligações Iônicas

Energia de rede

• Depende das cargas do íons

• Tamanhos

• Arranjos no sólido

• Por obedecerem a equação Eel = k Q1Q2 /D

• A energia de rede aumenta à proporção que as cargas aumentam, e que seus raios diminuem

Ligações Iônicas

Cálculo de Energias de Rede: Ciclo de Born-Haber

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Hof [NaCl(g)]

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Hof [Na(g)]

Na(g) + Cl(g)

Hof [Cl(g)]

Na+(g) + e- + Cl(g)

I1(Na)

NaCl(s)

- Energia de rede de NaC

l

Energia de rede de NaC

l

E (Cl)

Na+(g) + Cl-

(g)

Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos

• Tendência a adquirir configurações de gás nobre

Ex. : Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1

Na+ 1s22s22p6 = [Ne] • O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron

de nível mais interno

• Elementos pesados do grupo 4A, são encontrados como cátions 2+ em compostos iônicos

Ligações Iônicas

Ligação Covalente

• A ligação covalente ocorre com o compartilhamento de elétrons para se obter uma configuração eletrônica de gás nobre. Essa ligação atua como uma “cola” para unir os átomos.

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

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

Ligação Covalente

O C O N N

Ligação Covalente

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.

Polaridade da ligação e eletronegatividade

• Ligação covalente apolar• Ligação covalente polar

• Ligação iônica

Ligações covalentes polares e apolares

• Elétron de ligação• União entre átomos idênticos• União entre átomos diferentes• Eletronegatividade• Grau de polaridade e diferença em eletronegatividade

Polaridade da ligação e eletronegatividade

+ -

Polaridade da ligação e eletronegatividade

++

Composto AB

• B mais eletronegativo• A mais eletropositivo• Densidade eletrônica em B maior do que em A• Momento dipolar de A para B

BA

μ = Q r

+q -q

μ

d

Momentos de dipolo

• 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.

Polaridade da ligação e eletronegatividade

[ ]

Desenhando Estruturas de Lewis

Para tal, devemos seguir os seguintes passos:

Cl P Cl

Cl

Cl P Cl

Cl

Cl P Cl

Cl

O Br O

O

PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência

BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26

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.

Desenhando Estruturas de Lewis

Estruturas de Ressonância

• Moléculas possuem um arranjo determinado

• Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada

• Considerada uma ligação e meia ligação

Estruturas de Ressonância

Exceções à Regra do Octeto

• Número ímpar de elétrons (ClO2, NO e NO2).

N O N O

NO contém 5 + 6 = 11 elétrons de valência

ou

• Deficiência em elétrons (boro e belírio).

• Expansão do octeto (PCl5, SF4, AsF6-)

Exceções à Regra do Octeto

Forças das ligações covalentes

• 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

Forças das ligações covalentes

C C

1,54 Å

348 kJ/mol

C C

1,20 Å

839 kJ/mol

C C

1,34 Å

614 kJ/mol

Curiosidades

• Energia armazenada em ligações químicas

• Decomposição exotérmica• Produtos da decomposição gasosos• Decomposição muito rápida• Estável

Explosivos

• Ligações químicas fracas, e decomposição em moléculas com ligações muito fortes

• N2(g) ,CO(g) e CO2(g) , compõem os explosivos• Nitroglicerina: amarelo-pálida, sensível• Alfred Nobel, “acidentalmente” descobriu a

dinamite• Prêmio Nobel

Curiosidades

Referências Bibliográficas

• Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição

• Masterton: Princípios de Química

• Enciclopédia Encarta 2000