Download
1 / 39
540 likes | 1.45k Views
LIGAÇÕES QUÍMICAS. Prof.: CARLOS A. PARIZOTTO. INTRODUÇÃO. Ligações químicas são forças que unem átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos.
E N D
LIGAÇÕES QUÍMICAS Prof.: CARLOS A. PARIZOTTO
INTRODUÇÃO • Ligações químicas são forças que unem átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos. • Para haver ligação químicaé necessário que no mínimo dois átomos se aproximem e que, além disso, cada um deles sofra algum tipo de alteração em sua distribuição de elétrons, em função dessa aproximação.
REGRA DO OCTETO Quando oito elétrons estão presentes na camada de valência, temos que: • sua configuração é ns2 np6 • e o elemento é um gás nobre. • Esta é uma configuração estável, e os gases nobres têm pouca tendência a reagir. • TEM-SE ENTÃO: A configuração ns2 np6 é chamada octeto porque consiste em um total de oito elétrons, e a generalização desta configuração de especial estabilidade é conhecida por regra do octeto.
REGRA DO OCTETO DEFINIÇÃO Regra do Octeto – Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons, de tal forma que tenham 8 elétrons na camada de valência. A fim de adquirirem a estabilidade de um gás nobre. • EX: • C gostaria de ganhar 4 elétrons • N gostaria de ganhar 3 elétrons • O gostaria de ganhar 2 elétrons OBS:Algunsátomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica do gás nobre Hélio (1s2)
LIGAÇÃO IÔNICA • A ligação iônica se dá pela forte atração em função da interação entre as forças eletrostáticas existentes entre íons de cargas opostas, ou seja, forte atração entre íons positivos e íons negativos.
LIGAÇÃO IÔNICA • Metaisem geral, têm energia de ionização relativamente baixa, e isso faz com que se tornem cátions com certa facilidade. Os íons dos metais dos grupos 1A e 2A possuem cargas 1+ e 2+, respectivamente. • Os íons dos elementos do grupo 17 e do grupo 16, possuem cargas -1 e -2, respectivamente. Ocorre entre: METAL e AMETAL METAL e HIDROGÊNIO
LIGAÇÃO IÔNICA • EX: ligação entre sódio (Na) e cloro (Cl). Na+ + Cl- = NaCl 1 elétron na última camada - Na (Z=11) 1s2 2s2 2p63s1 7 elétrons na última camada - Cl (Z=17) 1s2 2s2 2p63s2 3p5 • Os elétrons da camada externa do cloro estão mais fortemente ligados ao seu núcleo do que os elétrons da camada mais externa do sódio. Ocorrendo a aproximação desses dois átomos, o núcleo do cloro tende a atrair o elétron da camada externa do sódio ocorrendo a ligação dos dois átomos devido as forças existentes entre as cargas opostas.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS As forças atrativas são máximas, os compostos iônicos são compostos muito estáveis, suas ligações são difíceis de serem quebradas e por isso apresentam boas propriedades que serão apresentadas abaixo: • São duros e quebradiços devido à resistência oferecida pelos seus íons em suas posições de equilíbrio com intuito de evitar que sejam movidos de suas posições originais. • Possuem elevados pontos de fusão e ebulição quando comparados aos compostos de outra natureza de ligação, graças à grande quantidade de calor necessária para desfazer as ligações do retículo cristalino. • São péssimos condutores de eletricidade, pois para haver essa condução é necessário que haja elétrons livres ou íons em movimento. A rigidez do cristal não disponibiliza íons, tampouco elétrons. • Os compostos iônicos são geralmente solúveis em solventes polares.
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA DE UM COMPOSTO IÔNICO : “Fórmula Molecular”
Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Enxofre (S). Al (3A) : 2 – 8 - 3 S (6A) : 2 – 8 - 6 “Fórmula Molecular”: Al2S3
FÓRMULA DE LEWIS • Os elétrons envolvidos em uma ligação química são os elétrons de valência, os localizados no nível incompleto e mais externo do átomo. • G. N. Lewis (1875-1946) sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons de valência dos átomos e segui-los durante a formação da ligação, usando o que hoje conhecemos como símbolos de pontos de elétrons ou simplesmente símbolos de Lewis. O Símbolo de Lewis para um elemento químico qualquer consiste simplesmente do símbolo do elemento mais um ponto para cada elétron de valência.
ESTRUTURA ELETRÔNICA DE LEWIS Os símbolos dos elementos rodeado por pontos (ou x) representam os elétrons de valência
LIGAÇÃO COVALENTE • A ligação covalente ocorre quando os dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e perder elétrons. Sob essas condições, não acontece a transferência total de um elétron. Em vez disso, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos. Ocorre entre: AMETAL e AMETAL AMETAL e HIDROGÊNIO
TIPOS DE LIGAÇÕES COVALENTES. • LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL. • LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES. • LIGAÇÃO COVALENTE DUPLA. • LIGAÇÃO COVALENTE TRIPLA. • LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA, DOADORA • OU COORDENADA.
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL: formação de pares eletrônicos • A ligação covalente consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomose pode ser representada por meio de estruturas de Lewis. A formação da molécula de F2 a partir dois átomos de F pode ser mostrada da seguinte maneira:
1H– 1s1: precisa ganhar 1 elétron 8O – 1s22s2 2p4: precisa ganhar 2 elétrons 16S– 1s2 2s2 2p63s2 3p4: precisa ganhar 2 elétrons 8O – 1s22s2 2p4: precisa ganhar 2 elétrons
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA (OU DATIVA) • Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon. • Somente uma espécie química fornece o par de elétrons formador da ligação covalente.
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA (OU DATIVA) EXEMPLO: Ligação química entre os átomos de oxigênio e enxofre na molécula de SO2.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS MOLECULARES • São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientais • Forte atração interatômica; • Não garante forte atração entre moléculas (geralmente fraca); • Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos); • São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização); • A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.
ELETRONEGATIVIDADE Eletronegatividade –É definida como a tendência relativa mostrada por um átomo ligado em atrair o par de elétrons. • Na molécula de Cloro (Cl2), o par é igualmente compartilhado, pois os dois átomos possuem a mesma eletronegatividade. • Na molécula de cloreto de bromo (BrCl), o átomo de cloro mais eletronegativo atrai o par de elétrons mais fortemente, e a nuvem eletrônica se localiza mais próximo do cloro. Com essa diferença de atuação das cargas, surgem os conceitos de polaridade.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES • Ligação covalente apolar–Quando a ligação covalente é formada por dois átomos iguais, com a mesma capacidade de atração (mesma eletronegatividade), os elétrons são igualmente compartilhados. • Ligação covalente polar –Quando a ligação covalente é formada por dois átomos diferentes, com capacidade de atração diferente (diferentes eletronegatividades), os elétrons não são igualmente compartilhados
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES OBS – Quando a diferença na eletronegatividade de dois átomos ligados é muito grande a ligação é melhor descrita como iônica. Podemos considerar uma ligação iônica como sendo uma ligação covalente extremamente polar, ou seja, com pouco compartilhamento de elétrons. Exemplo: NaCl
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS O conceito de polaridade é útil para descrevermos moléculas inteiras que exibem uma separação parcial de cargas. • Molécula não-polar – É aquela em que a posição média de todas as cargas positivas da molécula, chamada de centro das cargas positivas, coincide com a posição média de todas as cargas negativas, o centro de cargas negativas. • Molécula polar – Existe uma separação de cargas, ou seja, os dois centros não coincidem. Moléculas polares são conhecidas como dipolo.
MOLÉCULAS POLARES Diatômicas:Formada por átomos diferentes. Ex: HCl. Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai o par de elétrons que, portanto, se distância do H. Isto resulta na separação de cargas na molécula; o centro das cargas negativas se encontra mais próximo do átomo de Cl e o centro das cargas positivas, mais próximo do átomo do H. Apesar da molécula como um todo se encontrar eletricamente neutra, uma extremidade é negativa e a outra positiva. Desta forma, HCl é uma molécula polar, ou um dipolo.
MOLÉCULAS POLARES TRIATÔMICAS:A polaridade de moléculas triatômicas depende não somente da polaridade de suas ligações como também de sua forma. Ex: água Água – É polar devido a sua forma angular. A molécula de H2O não é linear e, portanto, cada dipolo contribui para um acúmulo de cargas negativas no átomo de oxigênio, que não está localizado no centro geométrico da molécula. O átomo de oxigênio é o terminal negativo do dipolo molecular e os átomos de hidrogênio são o terminal positivo. Os centros de cargas positivas e negativa estão em localizações diferentes, o centro negativo está mais próximo do átomo de O, do que o positivo. A combinação de eletronegatividade diferente e geometria não-linear resultam em uma molécula de H2O polar.
MOLÉCULAS APOLARES DIATÔMICAS – Ex: H2 A ligação nesta molécula é não-polar, com os elétrons igualmente compartilhados pelos dois átomos. Cada metade da molécula de H2 é eletricamente idêntica à outra, portanto, a molécula é não-polar. H:H
MOLÉCULAS APOLARES TRIATÔMICAS – Ex: CO2 É uma molécula linear. Entretanto, apesar de todas as ligações C—O serem polares, o CO2 é uma molécula não-polar. Isto se deve ao fato do deslocamento da carga eletrônica (em direção ao átomo mais eletronegativo) em uma ligação ser exatamente compensado pelo correspondente deslocamento na outra ligação, os dois dipolos estão orientados em sentidos opostos, anulando-se mutuamente, e, assim, a molécula é não-polar. O=C=O 180°
Princípio Geral da Solubilidade: • “semelhante dissolve semelhante” • Substâncias polares são solúveis em substâncias polares • (H2O + NH3) • e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares • (CH4 + I2).
FORÇAS INTERMOLECULARES • As forças que existem entre as moléculas – forças intermoleculares – não são tão fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases.
Quanto mais forte for o tipo de interação, mais difícil será separar as moléculas. • Moléculas polares se atraem com mais intensidade e, portanto, formam interações mais fortes; • Moléculas apolares se atraem com menor intensidade e, portanto, formam interações mais fracas.
FORÇAS INTERMOLECULARES PONTE OU LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO • A ligação de hidrogênio só pode ocorrer quando o hidrogênio estiver ligado a um átomo pequeno e muito eletronegativo: apenas F, O, N satisfaz as condições necessárias. • É uma ligação mais fraca que as ligações iônicas e covalente, porém, é o tipo mais forte de interação entre as moléculas.
FORÇAS INTERMOLECULARES FORÇAS DE VAN DER WAALS • Quando um composto molecular não faz ligações hidrogênio, as forças entre as moléculas são normalmente mais fracas e são chamadas de forças de Van der Waals. Existem vários tipos de forças de Van der Waals, sendo as mais importantes as forças de dipolo-dipolo e as forças de London.
FORÇAS INTERMOLECULARES DIPOLO-DIPOLO • Forças dipolo-dipolo são atrações elétricas entre moléculas polares. Forças dipolo-dipolo são geralmente bem mais fracas que as ligações iônicas ou covalentes.
FORÇAS INTERMOLECULARES FORÇAS OU DISPERSÃO DE LONDON • São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. • São responsáveis pelo fato de que à temperaturas suficientemente baixas as partículas não-polares, tais como moléculas de H2 e átomos de H, estão unidas no estado sólido. • A atração é muito fraca e, instantes depois, a distribuição de cargas nos dois átomos já se modificou.
Intensidades das Forças Intermoleculares: LIGAÇÕES METÁLICAS • Ocorrem em metais como cobre, ferro e alumínio. Nesses metais cada átomo está ligado a vários outros átomos vizinhos. Os elétrons ligantes estão relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal. As ligações metálicas dão origem a tais propriedades metálicas como altas condutividade elétricas e brilho.
