Conceitos Básicos de Ligações Químicas Prof. Élcio Rogério Barrak Engenharia Ambiental Rodolfo...
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Conceitos Básicos de Ligações Conceitos Básicos de Ligações QuímicasQuímicas
Prof. Élcio Rogério BarrakProf. Élcio Rogério Barrak
Engenharia AmbientalEngenharia Ambiental
Rodolfo Mendes de Lima – 14307Rodolfo Mendes de Lima – 14307
Luciano José da Silva – 14304Luciano José da Silva – 14304
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A regra do octetoOs átomos freqüentemente ganham, Os átomos freqüentemente ganham,
perdem ou compartilham seus elétrons para perdem ou compartilham seus elétrons para atingir a configuração eletrônica de gás nobre atingir a configuração eletrônica de gás nobre mais próxima deles na tabela periódica.mais próxima deles na tabela periódica.
Existem mais exceções do que a regra, Existem mais exceções do que a regra, mas ela é útil para explicar importantes mas ela é útil para explicar importantes conceitos de ligação.conceitos de ligação.
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Símbolos de LewisÉ uma maneira simples de mostrar
os elétrons da camada de valência, que são os envolvidos em ligações químicas.
Exemplo:
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Configuração eletrônica de íons representativos
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Ligação iônica
É oriunda de forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários.
Entre átomos ocorre com um metal (cátion) e um ametal (ânion). Mas o hidrogênio também pode ser o cátion ou o ânion.
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Os íons são arranjados em uma rede tridimensional regular.
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Energia de rede
É a energia necessária para separar
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons
gasosos.
Eel=Ho
f [NaCl(s)] = Hof [Na(g)] + Ho
f
[Cl(g)] +I1 (Na) + E(Cl) - Hrede
Hrede = 108 kJ + 122 kJ + 496 kJ – 349 kJ + 411 kJ = 788 kJ
Ciclo de Born-Haber:
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Ligação covalenteResulta do compartilhamento de elétrons entre átomos.
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Densidade eletrônica da molécula de hidrogênio
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Estruturas de LewisPodemos representar a distribuição
eletrônica das moléculas usando essa estrutura
H• + •H H H
H H
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Ligações múltiplas
N N N N N N 1,47Å 1,24Å 1,10Å
Quanto maior o número de pares de elétrons compartilhados menor a distância entre os
átomos.
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Polaridade da ligação e eletronegatividade
Ligação Apolar – Os elétrons são igualmente compartilhados entre os dois átomos.
Ligação Polar – Um dos átomos exerce maior atração sobre os elétrons compartilhados.
COVALENTE IÔNICA
0 1,7 3,3
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Momentos de dipoloQuando cargas de igual magnitude e sinais
opostos são separadas por uma distância r, um dipolo é produzido.
A intensidade do dipolo é dada por:
= Q · rMolécula apolar: O centro das cargas positivas
coincide com o centro das cargas negativas. ( = 0)Molécula polar: O centro das cargas positivas
não coincide com o centro das cargas negativas. ( 0)
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Desenhando estruturas de Lewis
5 + (3 x 7) = 26 e-
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Carga formalÉ a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons
ligantes estivessem igualmente compartilhados.Calcula-se da seguinte maneira:
- Atribui-se todos os elétrons não compartilhados ao próprio átomo no qual os elétrons estão localizados.
- Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo da ligação.
- A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis.
- Exemplo: Carga carbono = 4 - 5 = -1 Carga nitrogênio = 5 – 5 = 0
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Utilidade da carga formal
Decisão de qual estrutura de Lewis será mais razoável para determinado composto.
Exemplo:
e- de valência: 6 4 6 6 4 6
- (e- atribuídos ao átomo): 6 4 6 7 4 5
Carga formal: 0 0 0 -1 0 +1
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Cargas parciais reais
Podemos calcular a carga parcial de um átomo em uma molécula utilizando o conceito de
eletronegatividade.
Exemplo: HClCl: 3,0/(3,0 + 2,1) = 0,59 H: 2,1/(3,0 + 2,1) = 0,41. 0,59 x 2 e = 1,18 e ou 0,18 e a mais que a
carga do Cl neutro. A medida experimental da carga parcial do
cloro e do hidrogênio no HCl é: |0,178|
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Estruturas de ressonância
Algumas moléculas não podem ser representadas por uma única estrutura de Lewis.
Na estrutura real do ozônio as duas ligações têm o mesmo comprimento, contrariamente às estruturas acima. A dupla ligação é menor que a simples. Uma maneira de representar o ozônio é colocar uma seta de duas cabeças entre as estruturas, indicando que a forma real é uma combinação das duas.
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Ressonância do benzeno
Ligação simples C C têm comprimento = 1,54Å
Ligação dupla C C têm comprimento = 1,34Å
Ligação real entre os carbonos do benzeno é 1,40Å
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Exceções à regra do octeto
Número ímpar de elétrons: Quando o número de elétrons de valência de uma molécula é ímpar o completo emparelhamento é impossível.
As estruturas mais importantes para a molécula de NO.
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Deficiência de elétrons: Falta de elétrons de valência em átomo de certa molécula ou íon poliatômico.
Exemplo: Trifluoreto de boro, BF3
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Expansão do octeto: Essa expansão é observada apenas para elementos do terceiro período em diante, pois possuem orbitais vazios para acomodar mais de oito elétrons na última camada.
Exemplos: PCl5, SF4, AsF6 ...
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Forças das ligações covalentesA força de uma ligação covalente é determinada pela
energia necessária para quebrá-la. A energia de ligação é a variação de entalpia para a quebra de uma ligação em particular em um mol de substância gasosa.
H = E(Cl Cl) = 242 kJ
Para ligações que ocorrem apenas em moléculas poliatômicas devemos usar as energias médias de ligação. H =1660 kJ E(C H) = 415 kJ
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Entalpias de ligação e entalpias de reação
É possível calcular a variação de entalpia de uma reação utilizando as energias de ligação.Hr = (entalpia das ligações rompidas) –
(entalpia das ligações formadas).
H CH3 + Cl Cl Cl CH3 + H Cl
Hr = [E(C H) + E(Cl Cl)] – [E(C Cl) + E(H Cl)]
= (413 kJ + 242 kJ) – (328 kJ + 431 kJ) = - 104 kJ
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Entalpia de ligação e comprimento de ligação
Em geral, à proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se mais curta e mais forte.
C C C C C C 1,54 Å 1,34 Å 1,20 Å
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Referências Bibliográfica
Princípios de Química – Masterton
Química: a ciência central – Brown