Capítulo 8 Conceitos básicos de ligação química

1. Capítulo8Conceitosbásicos de ligaçãoquímica Daniely da Silva Machado – 16899

2. Introdução • Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto • Ligação iônica • Ligação covalente • Polaridade da ligação e eletronegatividade • Desenhando estruturas de Lewis • Estruturas de ressonância • Exceções à regra do octeto • Forças das ligações covalentes

3. Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto • Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. • Existem três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.

4. Notação de Lewis: para o entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons de valência de um átomo, representam-se os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.

5. Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência; • Todos os gases nobres, com exceção do He, satisfazem à regra do octeto, ou seja têm uma configuração s2p6; • Existem exceções a esta regra, como o alumínio que se estabiliza com 6 elétrons na camada de valência;

6. Ligação iônica • Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários; • Transferência de elétrons de um metal para um não-metal ou hidrogênio; • Considere como exemplo a ligação entre sódio metálico e cloro gasoso: Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = – 410,9 kJ

7. Figura 1 - Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Cada um dos íons de Na+ é envolto por seis íons Cl-, e cada um dos íons de Cl- é envolto por seis íons Na+.

8. A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de cargas opostas; • A energia necessária para a estabilização desses íons em um sólido iônico é a energia de rede; • Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. k é umaconstante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2são as cargasnaspartículas e d é a distância entre seuscentros.

9. Íons dos elementos representativos: esperamos que os compostos iônicos dos grupos 1A, 2A e 3A contenham cátions com cargas 1+, 2+, 3+, respectivamente. De modo similar os compostos iônicos dos grupos 5A, 6A e 7A geralmente contém ânions de cargas 3- ,2- 1-; • Íons de metais de transição: quase sempre não formam íons com configuração de gás nobre; • Íons poliatômicos: Os íonspoliatômicossãoformadosquandoháumacarga global em um compostocontendoligaçõescovalentes. Porexemplo, SO42-, NO3-.

10. Ligação Covalente • Átomos adquirem uma configuração eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos; • Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação covalente; • A molécula de hidrogênio, H2, fornece o exemplo mais simples possível;

11. Figura 2 – Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio

12. Estruturas de Lewis: as ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos, onde cada par de elétrons compartilhado é representado por um traço: • Ligações múltiplas: é possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos: • Um par = ligação simples ( ); • Dois pares = ligação dupla ( ); • Três pares = ligação tripla ( );

13. Polaridade da ligação e eletronegativdade • O conceito de polaridades de ligação descreve o compartilhamento de elétrons entre os átomos; • Ligação covalente polar: um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro; • Ligação covalente apolar: os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos;

14. Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa molécula . • Em geral, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período e diminui ao descermos em um grupo. • Linus Pauling desenvolveu uma escala de eletronegatividades, que vai de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).

15. Figura 3 – Eletronegatividades dos elementos

16. A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação entre eles. Em geral, diferenças próximas a: • 0 resultam em ligações covalentes apolares (F2); • 2 resultam em ligações covalentes polares (HF); • 3 resultam em ligações iônicas (LiF); • Quanto maior a diferença eletronegativa entre os átomos, mais polares serão suas ligações;

17. Quando duas cargas de mesma magnitude mas de sinais contrários são separados por uma distância (r), estabelece-se um dipolo; • Momento de dipolo (µ) : medida quantitativa da magnitude de um dipolo: µ = Q.r • Geralmente expresso em Debye (D), que é o igual a 3,34 10-30 coloumb  metro (Cm)

18. Desenhando Estruturas de Lewis Estrutura de Lewis para o tricloreto de fósforo, PCl3 • Some os elétrons de valência de todos os átomos: P = 5 elétrons de valência; Cl = 7 elétrons de valência; 5 + (3 x 7) = 26

19. Desenhando Estruturas de Lewis • Some os elétrons de valência de todos os átomos; • Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples: Cl P Cl Cl

20. Desenhando Estruturas de Lewis • Some os elétrons de valência de todos os átomos; • Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples; • Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central: Cl P Cl Cl

21. Desenhando Estruturas de Lewis • Some os elétrons de valência de todos os átomos; • Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples; • Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central; • Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central (ou tente ligações múltiplas): Cl P Cl

22. Carga formal: carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade; • CF = (nº de elétrons de valência do átomo) – (nº elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis); • Cargas formais não representam cargas reais nos átomos; • Usada para determinar qual estrutura de Lewis é mais estável;

23. Estruturas de ressonância • Encontradas em moléculas e íons nos quais o arranjo dos átomos não é representado por uma única estrutura de Lewis; • Exemplo: no ozônio, têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário; • A ressonância é um conceito importante ao descrever as ligações em moléculas orgânicas, particularmente nas moléculas aromáticas;

24. Exceções à regra do octeto • Existem três classes de exceções à regra do octeto envolvendo ligações covalentes: • moléculas com número ímpar de elétrons (NO); • moléculas nas quais um átomo tem menos do que um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons (BF3); • moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto (PCl5);

25. Forças das ligações covalentes • Energia de ligação: variação de entalpia para a quebra de certa ligação em um mol de substância gasosa (sempre positiva); • As forças das ligações covalentes aumentam com o número de pares de elétrons compartilhados; • Entalpia de reação: soma das entalpias de ligações quebradas, menos a soma das entalpias das ligações formadas;

26. Comprimento de ligação: definido como a distância entre os núcleos dos átomos envolvidos; • Em geral, à proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se mais curta e forte; • Importante: as entalpias são derivadas para moléculas gasosas e são muitas vezes valores médios.

27. Referências Bibliográficas • Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição • http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/7344/1880154.cw/index.html • http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/orgintro/resonan.htm • http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm