ConceitosConceitos básicosbásicos de de ligaçãoligaçãoquímicaquímicaquímicaquímica

• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou maisátomos unidos.

• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entredois átomos ou grupos de átomos Normalmente encontrada entredois átomos ou grupos de átomos. Normalmente encontrada entreelementos não-metálicos.

• Ligação iônica: geralmente resulta da transferência de elétrons de g ç o ô c : ge a e e esu a da a s e ê c a de e é o s deum metal para um não-metal.

• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais purosunidos.

Para qualquer composto estável que se forma a partir de elementos ocorre uma forma a partir de elementos, ocorre uma

queda da energia potencial.

ii iô iiô iid ódi l

LigaçãoLigação iônicaiônicaConsidere a reação entre o sódio e o cloro:

Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = - 411,3 kJ

ΔH = variação de entalpia. Entalpia é calor a pressãoconstante.

Condições que favorecem a Condições que favorecem a Formação de Compostos IônicosFormação de Compostos Iônicos

Figura- Empacotamento de íons no NaCl: Forças Eletrostáticas noNaCl mantêm os íons nas posições no sólido. Estas forças constituem asligações iônicas.

• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é

i d d 6 í Cl−circundado por 6 íons Cl−.

• Similarmente, cada íon Cl− é circundado por seis íons Na+.

• Há um arranjo regular de Na+ e Cl− em 3D• Há um arranjo regular de Na e Cl em 3D.

• Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível.

• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para q p

descrever a rede iônica.

A Importância da Energia da RedeA Importância da Energia da Rede

Afinidade Eletrônica te

)Eletrônica

do ClEnergia de

ionização do Naon

stan

tes

são

colo

r a p

re

Energia da rede

gia

: cal

Energia necessária para formar átomos gasosos de Cl

a (E

nerg

Energia necessária para formar átomos gasosos de Na

Enta

lpia

E

Figura anterior: Mudanças na energia durante a

formação do NaCl, apresentadas na forma de um diagrama

de energia. O caminho com o rótulo ΔHfo leva diretamenteg f

ao NaCl. O outro envolve a formação de átomos gasosos a

i d l í i d fi lpartir dos elementos, íons a partir destes gases e finalmente

a condensação dos íons gasosos produzindo NaCl sólido.

Ambos os caminhos envolvem, a mesma mudança

resultante de energiaresultante de energia.

1 mol de NaCl(NaCl sólido, cristalino)

1 mol de Na+ e Cl-(íons gasosos a partir do NaCl)

Figura - Energia da rede: A energia da rede é igual à quantidade de energianecessária para separar os íons em um mol de um composto iônico. Para o NaCl, oprocesso requer converter um mol de NaCl cristalino em dois mols de íons (1 mol deNa+ e 1 mol de Cl-) A quantidade de energia é igual a 787 kJ.

alpi

a

alpi

a

Enta

Enta

(a) (b)

Figura - A importância da energia da rede na formação de compostosiônicos: (a) A diminuição da energia provocada pela energia da rede é maior que a energianecessária para formar os íons e por isso o composto iônico é estável e pode ser produzido anecessária para formar os íons, e por isso o composto iônico é estável e pode ser produzido apartir dos elementos (b) A diminuição da energia provocada pela energia da rede é menor quea energia necessária para formar os íons, e por isso o composto iônico é instável.

Ligação iônicaLigação iônica

Energias envolvidas na gformação da ligação iônica

• Energia de rede: é a energia necessária para separar g g p pcompletamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.

• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:

QQdQQE l

21κ=rede

κ é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas l d di i

d

partículas e d é a distância entre seus centros.

Ligação iônicaLigação iônica

E i l idEnergias envolvidas na formação da ligação iônica

• A energia de rede aumenta à medida que:• A energia de rede aumenta à medida que:

• As cargas nos íons aumentam

• A distância entre os íons diminui

Ligação iônicaLigação iônica

MudançasMudanças nana ConfiguraçãoConfiguração EletrônicaEletrônicadd íí ff AA dd t tt tquandoquando osos íonsíons sese formamformam:: AA regraregra dodo octetoocteto

Na 1s2 2s2 2p6 3s1

N + 1 2 2 2 2 6 N 1 2 2 2 2 6≡Na+ 1s2 2s2 2p6 Ne 1s2 2s2 2p6≡1ª EI = + 496 kJ/mol

2ª EI = + 4563 kJ/mol

Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Ca2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Ca2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

≡Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

1ª EI = + 590 kJ/mol/

2ª EI = + 1146 kJ/mol/

3ª EI = + 4940 kJ/mol/

Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

≡Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

O 1s2 2s2 2p4 O2- 1s2 2s2 2p6

AE resultante = + 703 kJ/mol

• A reação é violentamente exotérmica.• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementosInferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos

que o constituem. • O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o• 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−Observe: Na tem a configuração eletrônica do Ne e o Cltem a configuração do Ar.I t é t t N + Cl tê t t d lét• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm um octeto de elétrons circundando o íon central.

A regra do octetog• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração

s2p6. • A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou

compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétronsde valência (4 pares de elétrons).

• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

A regra do octeto funciona bem para íons destes metais e bem para íons destes metais e para os ânions de não-metais

do 1º e 2º períododo 1 e 2 período

A regra do octeto nãogfunciona bem para íons

destes metais. Não é também para metais de

pós transição

Para obter a configuração eletrônica correta dos cátions destes metais:destes metais:

1. O primeiro elétron que será pedido por um átomo ou íon será da camada com o maior n (ou seja a camadaíon será da camada com o maior n (ou seja a camada mais externa)

2 s < p < d < f2. s < p < d < f

EX: Qual a configuração eletrônica do íon V3+? Dê o diag ama de o bitais do íon Dê o diagrama de orbitais do íon.

Configuração do Argônio

3d2

Símbolos de Lewis

• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos

elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao

redor do símbolo do elemento.

• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por

pontos desemparelhados.

• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.

G l l lé l d d• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um

quadrado ao redor do símbolo do elemento.

Símbolos de LewisSímbolos de Lewis

GrupoSímbolo

LigaçõesLigações químicasquímicas, , símbolossímbolosde Lewis e ade Lewis e a regraregra dodo octetooctetode Lewis e a de Lewis e a regraregra do do octetoocteto

Símbolos de Lewis

EX: Utilize os símbolos de Lewis para escrever EX: Utilize os símbolos de Lewis para escrever o diagrama da reação que ocorre entre os átomos de sódio e de oxigênio formando os átomos de sódio e de oxigênio, formando os íons O2- e Na+.

EX: Utilize os símbolos de Lewis para escrever o diag ama da eação q e oco e ent e os o diagrama da reação que ocorre entre os átomos de sódio e de cloro, formando os íons Cl e Na+ Cl- e Na+.

EX: Utilize os símbolos de Lewis paraesc e e o diag ama da eação q e oco eescrever o diagrama da reação que ocorreentre os átomos de cálcio e de cloro,formando os íons Cl e Ca2+formando os íons Cl- e Ca2+.

Ligação covalenteLigação covalente

• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder h lét f t tou ganhar um elétron para formar um octeto.

• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octetoelétrons para que cada um atinja o octeto.

• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.• Por exemplo: H + H → H tem elétrons em uma linha conectando• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando

os dois núcleos de H.

(a)

(b) (c)

Figura - Formação de uma ligação covalente entre átomos dehidrogênio: (a) Dois átomos de H separados por uma grande distância. (b) Aopasso que os átomos se aproximam um do outro, suas densidades eletrônicas sãopuxadas para a região entre os núcleos. (c) Na molécula de H2, a densidadeeletrônica está concentrada entre os núcleos. Ambos os elétrons na ligação sãodistribuídos pelos núcleos

Figura – A representação da formaçãode uma ligação covalente entre doisg çátomos de hidrogênio. A posição decada núcleo carregado positivamente é

t d t t Arepresentada por um ponto preto. Adensidade eletrônica é indicada pelaintensidade do sombreamento. (a) Doisintensidade do sombreamento. (a) Doisátomos de hidrogênio separados poruma larga distância (b) Ao passo que osátomos se aproximam, o elétron de cadaátomo é atraído pelo núcleo carregadopositivamente do outro átomo depositivamente do outro átomo, demaneira que a densidade eletrônicacomeça a se deslocar. (c) Os doiselétrons podem ambos ocupar a regiãoaonde os dois orbitais 1s se recobrem;a densidade eletrônica é mais alta naa densidade eletrônica é mais alta naregião entre os núcleos dos dois átomos

LigaçãoLigação covalentecovalente no Hno H22

Figura – A ligação covalente no H2: (a) As atrações e repulsões entreelétrons e núcleos na molécula de hidrogênio. (b) A distribuição eletrônica namolécula de H2. A concentração de densidade eletrônica entre os núcelos leva auma força atrativa líquida que constitui a ligação covalente mantendo a moléculaunida.

A energia aumenta devido a repulsão internuclear Energia de

ntedois átomos infinitamente

separados

resc

enrg

ia C

Uma molécula é maisestável quando sua

Ener

Molécula de H2

estável quando suaenergia é mínima

Distância internuclear Crescente

Figura - Mudanças nas energias potenciais de dois átomos dehidrogênio quando estes formam H2: A energia da molécula atinge ummínimo quando há um equilíbrio entre as atrações e repulsões.

H-H

Ligação covalente e a regra do octetoLigação covalente e a regra do octeto

Quando átomos formam ligações covalentes,eles te de a c pa tilha elét s até q eeles tendem a compartilhar elétrons até queadquiram uma configuração com a camadamais exter a co te do oito elétro smais externa contendo oito elétrons.

ee

ou ou ou

metano amônia água

Ligação covalenteLigação covalente

E t t d L iEstruturas de Lewis• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de

L i d l tLewis dos elementos:

Cl + Cl Cl Cl

• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

Cl + Cl Cl Cl

representado por uma única linha:

Cl Cl H FH O H N H

CHH

HCl Cl H FH H

CH HH

LigaçãoLigação CovalenteCovalente MúltiplasMúltiplas

• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);2

• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).

H H O O N N• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que

o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

8 elétrons

8 elétrons 8 elétrons

OrdemOrdem dede LigaçãoLigaçãoOrdemOrdem de de LigaçãoLigação

É definida como o número de pares de elétronsilh d d i ácompartilhados entre dois átomos.

Ordem de ligação 3

no

o da

Ordem de ligação 3

nuiç

ão

imen

toga

ção

Ordem de ligação 2

Dim

inco

mpr

ilig

c

Ordem de ligação 1

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividade

• Em uma ligação covalente os elétrons estão compartilhados• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.

• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente

não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.

E i l li õ l i lé ã• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão

localizados mais próximos a um átomo do que a outro.

• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações

lpolares.

Eletronegatividadeg

• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa moléculapara si em certa molécula .

• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,9 (Cs) a 4 0 (F)(Cs) a 4,0 (F).

• A eletronegatividade aumenta:• A eletronegatividade aumenta:• Da esquerda para a direita em um período e• ao subirmos em um grupo• ao subirmos em um grupo.

EletronegatividadeEletronegatividade

Lantanídeos 1,0- 1,2, ,Actinídeos 1,0- 1,2

Figura - A eletronegatividade dos elementos

Figura - Variação na porcentagem do caráter iônicode uma ligação entre átomos de diferenteseletronegatividades: A ligação torna se 50% iônica quandoeletronegatividades: A ligação torna-se 50% iônica quandoa diferença de eletronegatividade é 1,7. Isto significa que osátomos na ligação carregam uma carga parcial deg ç g g paproximadamente + 0,5 unidades.

Eletronegatividade e polaridade de ligação

• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos éuma medida da polaridade de ligação:uma medida da polaridade de ligação:• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0

resultam em ligações covalentes apolaresresultam em ligações covalentes apolares(compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);

• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2ç g presultam em ligações covalentes polares(compartilhamento de elétrons desigual);

dif d l i id d i• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3resultam em ligações iônicas (transferência deelétrons)elétrons).

Eletronegatividade e polaridade de ligaçãop g ç

• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar ép ( p ) g ç p

representada por δ+ e o polo negativo por δ-.

Figura- Ligações covalentesFigura Ligações covalentespolares e não-polares: (a) Adensidade eletrônica do par deelétron na ligação é dispersaigualmente entre os dois átomosde H no H o qual gera umade H no H2, o qual gera umaligação não-polar. (b) No HCl, adensidade eletrônica é puxadadensidade eletrônica é puxadamais fortemente pelo Cl, fazendoesta parte da moléculaligeiramente negativa. Aomesmo tempo, a parte domolécula onde está o H émolécula onde está o H éligeiramente positiva. Oresultado é uma ligaçãoresultado é uma ligaçãocovalente polar.

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade

M t d di l

eletronegatividadeeletronegatividade

Momentos de dipolo• Considere HF:

• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar• 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 moléculaUma vez que há duas extremidades diferentes da molécula,

chamamos o HF de um dipolo.• O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo:

d Q é d d

Qr=μ

onde Q é a grandeza das cargas.• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).

No cloreto de amônio, a ligação entre o cátion NH4+ e o ânion

Cl- é iônica Portanto nem sempre a ligação iônica ocorreCl é iônica. Portanto, nem sempre a ligação iônica ocorreentre um metal e um não-metal. Nesta substância todos oselementos são não-metais. De fato, a ligação iônica é aquelag ç qque se dá entre um ânion e um cátion.Observe também que além da ligação iônica o cloreto de

ô i i li õ l t t it ê iamônio possui ligações covalentes entre o nitrogênio e oshidrogênios.

Íons poliatômicosÍons poliatômicos

O í li ô i ã f d d há• Os íons poliatômicos são formados quando há umacarga global em um composto contendo ligações

l t P l SO 2 NOcovalentes. Por exemplo, SO42−, NO3

−.

El t ti id dEl t ti id d R ti id dR ti id d ddEletronegatividade e a Eletronegatividade e a ReatividadeReatividade de de MetaisMetais e e NãoNão--MetaisMetais

EletronegatividadeEletronegatividade

Lantanídeos 1,0- 1,2, ,Actinídeos 1,0- 1,2

Figura - A eletronegatividade dos elementos

Reatividade dos Metais: facilidade de oxidação

Oxidado menos facilmenteOxidado mais facilmente

Figura - A variação da facilidade de oxidação dosmetais com a posição na tabela periódica’

Reatividade dos Não-Metais : facilidade de redução ( id d d t t id t )(capacidade de atuar como agente oxidante).

O mais poderoso agente oxidante é o flúor (maiorp g (eletronegatividade)

F2 + 2 Cl- 2F- + Cl2Flúor

F2 + 2 Br- 2F- + Br2

F2 + 2 I- 2F- + I2

Cloro

Cl2 + 2 Br- 2Cl- + Br2

Cl2 + 2 I- 2Cl- + I2

BromoBromo

Br2 + 2 I- 2Br- + I2

Exceções à regra do octetoExceções à regra do octetoç gç g

• Existem três classes de exceções à regra do octeto:• moléculas com número ímpar de elétrons;• 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 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.número ímpar de elétrons.

N O N ON O N O

ExceçõesExceções àà regraregra dodo octetooctetoExceçõesExceções à à regraregra do do octetoocteto

Deficiência em elétrons• Relativamente raro.• As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos

3A.• O exemplo mais típico é o BF3.

ExceçõesExceções à à regraregra do do octetoocteto

Quatro elétrons em volta do berílio

Seis elétrons em volta do boro

Exceções à regra do octetoExceções à regra do octetoç gç g

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 extraeletrônica extra.

ExceçõesExceções à à regraregra do do octetoocteto

Um Um MétodoMétodo parapara EscreverEscrever EstruturasEstruturas de de LewisLewis

1. Decida o arranjo inicial dos átomos (como se

)conectam)

2.Conte todos os elétrons de valênciaConte todos os elétrons de valência

3. Coloque dois elétrons em cada ligaçãoColoque dois elétrons em cada ligação

continua

4. Complete os octetos dos átomos ligados ao

átomo central, colocando pares de e-.

5.Coloque os elétrons restantes no átomo central

aos pares

6. Se o átomo central não completar o octeto, faça

ligações duplas ou triplas, se necessário.

EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de ácidoclórico, HClO3.

Como os átomos se conectam

El t Elét d d V lê i T t l d Elét d

se conectam

Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela periódica)

Total de Elétrons de valência por elemento

H 1 1 x 1 = 1

Cl 7 1 x 7 = 7

O 6 3 x 6 = 18

TOTAL 26

Utilizamos 8 elétrons Faltam colocar 18 elétrons para dar 26Utilizamos 8 elétrons. Faltam colocar 18 elétrons para dar 26.

Utilizamos 24 elétrons. Faltam colocar 2 elétrons para dar 26.

EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de SO3.

O S O

OComo os átomos

se conectam

El t Elét d d V lê i T t l d Elét d

O S O se conectam

Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela periódica)

Total de Elétrons de valência por elemento

S 6 1 x 6 = 6

O 6 3 x 6 = 18

TOTAL 24

dá ou

CargaCarga formalformalCargaCarga formalformal

A carga formal é a carga que um átomo teria em umamolécula se todos os outros átomos tivessem a mesmamolécula se todos os outros átomos tivessem a mesmaeletronegatividade.

CargaCarga formalformalgg

• Para calcular a carga formal: g• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são

atribuídos ao átomo no qual estão localizados.q• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma

ligação.

Carga formal =

Número de elétrons na

Número de ligações no

Número de elétrons não-+camada de

valência do

gações oátomo

e ét o s ãocompartilhados - +

átomos isolado

Carga formal• Considere:

• Para o C:C N

• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da

ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.• Carga formal: 4 – (3 +2) = -1.

Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis

Carga formal • Considere:

• Para o N:

C N• Para o N:

• Existem 5 elétrons de valência.• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla.

Há 5 elétrons pela estr t ra de Le isHá 5 elétrons pela estrutura de Lewis.• Carga formal = 5 – (3+2) = 0.

• Escrevemos:

C N

A A cargacarga formal e a formal e a SeleçãoSeleção de de estruturasestruturas de Lewisde Lewisestruturasestruturas de Lewisde Lewis

Vamos analisar estrutura de Lewis para o ácido sulfúricoVamos analisar estrutura de Lewis para o ácido sulfúrico

Estrutura 1

dá Estrutura 2dá

S O H

Figura - A estrutura do ácido sulfúrico no estado de vapor: Note adiferença nos comprimentos das ligações S-O

Elétrons não-compartilhados t l i t

Os elétrons numa ligação são divididos igualmente pertencem exclusivamente a

um átomo

são divididos igualmente entre os dois átomos

Há 4 ligações no átomo de

Carga formal no S

Há 4 ligações no átomo de enxofre

Carga formal no S

Um átomo isolado neutro de S tem 6 elétrons

Não há pares não-compartilhados no enxofrede S tem 6 elétrons p

6 – (1 ligação + 6 não-compartilhado) = -1

6 – (2 ligação + 4 não-compartilhado) = 0

Carga formal zero para todos os átomosp

Quando temos várias estruturas deLewis possíveis damos preferênciaLewis possíveis, damos preferênciaàquela com as memores cargas formais,pois são as mais estáveis e portanto aspois são as mais estáveis e, portanto, asmais prováveis de ocorrer.

EX: Um estudante escreveu três estruturas de Lewispara a molécula de ácido nítrico.

Qual é a mais provável de ocorrer (a mais estável)?

III não é viável, pois o nitrogênio, elemento do 2º períodoNão comporta 10 elétrons

Estrutura I

Estrutura II

Mais estável

EX: Podemos escrever duas estruturas para oBCl3.3

Qual é a mais provável de ocorrer (a maisestável)?)

Mais estável

EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de NH41+.

H N HH

H N HH

Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela

periódica)

Total de Elétrons de valência por elemento

periódica)

N 5 1 x 5 = 5

H 1 4 x 1 = 4

Total Parcial 9TOTAL 8

EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de IF41-.

Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela

periódica)

Total de Elétrons de valência por elemento

periódica)

I 7 1 x 7 = 7

F 7 4 x 7 = 28

Total Parcial 35TOTAL 36

ou

Utilizamos 32 elétrons. Faltam colocar 4 elétrons para dar 36.

EstruturasEstruturas de de ressonânciaressonância

• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas deLewisLewis.

• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem terestruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares deátomos.

A estrutura mais estável tem:• a carga formal mais baixa em cada

átomoátomo

• a carga formal mais negativa nosátomos mais eletronegativosátomos mais eletronegativos

EstruturasEstruturas de de ressonânciaressonância

• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligaçõesidênticas ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simplesidênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples(mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).

OO

OO

Estruturas de ressonância

EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonânciaEstruturasEstruturas de de ressonânciaressonância

• As estruturas de ressonância são tentativas de representar umaestrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades

textremas.

Outra metáfora para compreender fórmulas de ressonância

jumento cavalo

mulamula

Uma mula que é o híbrido entre um jumento e um cavalo não é umUma mula , que é o híbrido entre um jumento e um cavalo, não é umjumento num minuto e um cavalo em outro. Embora tenhacaracterística de ambos, uma mula é sempre uma mula. Um híbrido de, pressonânica também possui características dos contribuintes deressonância, mas nunca terá a estrutura de nenhum deles.

EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância

E l ô i ibilid d ê li ã

EstruturasEstruturas de de ressonânciaressonância

• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligaçãodupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligaçõesidênticas de caráter intermediário.

O OO

OO

OO

O

• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO4

2-, NO2 e benzeno.

Exemplos

Na+ F-H-H

Exemplos

H+ H- Na-F[Ca2+] 2 Br- Br-Ca- Br-

Caráter covalente C át iô i

Contribuiçãodesprezível

Contribuiçãodesprezível

Caráter parcialmente covalente e iônico covalente Caráter iônico

Uma das etapas ao se fazer estrutura dese fazer estrutura de Lewis do NO3

1-

EX: Escreva as estruturas de ressonância para o íonsulfito, SO3

2-.

dá

DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturasde Lewisde Lewisde Lewisde 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 dehexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos deC e um átomo de hidrogênio.

• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de CC.

• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações p q g çC-C têm o mesmo comprimento.

• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.

Ressonância no benzeno• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal

forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C eforma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C eos seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel:

• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas h d d t áti (d id h i )chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).

Figura.Benzeno : A molécula tem uma estruturahexagonal.hexagonal.

LigaçõesLigações CovalentesCovalentes CoordenadasCoordenadas ((dativadativa) )

LigaçõesLigações CovalentesCovalentes CoordenadasCoordenadas ((dativadativa) )

Duas propriedades relacionadas ao números de paresp p pde elétrons que formam uma ligação:-a distância entre os núcleos (comprimento de ligação)( p g ç )e- a energia necessária para separar os átomos ligadosg p p ge torná-los novamente partículas neutras, a energia deligação.g ç

Conforme a ordem de ligaçãoConforme a ordem de ligaçãoaumenta, o comprimento de ligaçãodiminui e a energia de ligaçãodiminui e a energia de ligaçãoaumenta, quando comparamosligações similaresligações similares

ForçasForças das das ligaçõesligaçõescovalentescovalentescovalentescovalentes

• A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a p ç g ç , , pmolécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo ΔH para a reação:

Cl2(g) → 2Cl(g).

• Quando mais de uma ligação é quebrada:CH4(g) → C(g) + 4H(g) ΔH = 1660 kJ

• A entalpia de ligação é uma fração do ΔH para a reação deatomização:

D(C-H) = ¼ ΔH = ¼(1660 kJ) = 415 kJ

ΔH : variação de calor a pressão constante

Tabela: Comprimento de ligação e energias deligação médios medidos para ligações carbono-

b

Comprimento Energia

carbono

ligação de ligação (pm)Energia

de ligação (kJ/mol)

- Quebrar ligações é sempre um processo endotérmico(requer energia)-Formar ligações é sempre um processo exotérmico (liberaenergia).

Supõe-se que a reação ocorra em duas etapas:-Nós fornecemos energia suficiente para quebrar aquelasligações que não estão presentes nos produtos-Nós formamos ligações (há liberação de energia) que nãoestão presentes nos reagentes

ΔH reação = Σ (entalpias de ligação das ligações quebradas) –Σ (entalpias de ligação das ligações formadas)

CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) ΔHreação = ?

forma

ΔH reaçãoç

É importante lembrar que as entalpias de ligação sãoÉ importante lembrar que as entalpias de ligação sãoderivadas para moléculas gasosas e que elas sãofrequentemente valores médios. Portanto, entalpias defrequentemente valores médios. Portanto, entalpias deligações médias são úteis para rápidas estimativas deentalpias (calor a pressão constante) de reação,entalpias (calor a pressão constante) de reação,especialmente para reações em fase gasosa.