Capitulo 08

1. Capitulo 08 Conceitos Básicos de Ligação Química Bruno Diego de Oliveira 15846 Lucas Rafael Leandro Silva 15865

2. Tópicos 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

3. Símbolo de Lews Esta notação consiste numa representação esquemática da camada de valência de cada átomo, isto é, representa-se o símbolo do elemento rodeado dos elétrons de valência (representados por pontos ou cruzes). Cada ponto ou cada cruz representa um elétron de valência ou elétron celibatário. S

4. A regra do octeto Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons em sua camada de valência. Obs: Existem exceções, descritas posteriormente

5. Exemplos H2O  NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Eletrólito Ligações Iônicas H2O  C12H22O11(s) C12H22O11(aq) Não-eletrólito Ligações Covalentes

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

7. Ligações Iônicas • Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. • É sempre uma interação entre metais com não metais. • Um átomo “doa” elétrons e o outro “recebe”elétrons.

8. Ligações Iônicas • Composto eletricamente neutro • Estrutura cristalina regular devido às fortes forças eletrostáticas • Exemplo de reação: Na(S) + 1/2 Cl2 (g)  NaCl (S) Hf0 = - 410,9 kJ

9. 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.

10. Energia de rede Energia para separar um composto sólido iônico em íons gasosos Ocorre a expansão da estrutura até que fiquem completamente separados Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão Ex.: NaCl (s) Na +(g) + Cl-(g) H rede = + 788 kJ/mol

11. Energia de rede • Depende das cargas do íons • Tamanhos • Arranjos no sólido • Por obedecerem a equação Eel = k Q1Q2 /D

12. Na+(g) + e- + Cl(g) E (Cl) I1(Na) Na+(g) + Cl-(g) Na(g) + Cl(g) Hof [Cl(g)] Na(g) + 1/2 Cl2(g) - Energia de rede de NaCl Energia de rede de NaCl Hof [Na(g)] Na(s) + 1/2 Cl2(g) Hof [NaCl(g)] NaCl(s) Cálculo de Energias de Rede: Ciclo de Born-Haber

13. Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos • Tendência a adquirir configurações de gás nobre • O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron de nível mais interno Ex. : Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1 Na+ 1s22s22p6 = [Ne]

14. Ligação Covalente • A ligação covalente é o compartilhamento de elétrons entre os elementos para que eles atinjam 8 elétrons na camada de valência e fiquem estáveis. • Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio. Estruturas de Lewis H + H H H

15. Ligação Covalente • Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o argônio. • Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços. Cl + Cl Cl Cl H H Cl Cl O C O N N

16. 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, sendo estes no máximo três ligações possíveis.

17. Eletronegatividade • A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0

18. Polaridade da ligação • Molécula Apolar: Não possui diferença de cargas entre os extremos da ligação. • Molécula Polar: Centro de cargas positivas e negativas não coincidem. A molécula possui uma região com carga positiva e outra com carga negativa

19. Polaridade da ligação e eletronegatividade + -

20. Uma maneira matemática de se medir a polaridade de uma molécula. • Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando separados, um dipolo é produzido • A magnitude é o produto da carga com a distância • A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo do que o comprimento de ligação.  = Qr

21. Desenhando Estruturas de Lewis • Para tal, devemos seguir os seguintes passos: PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl [ ] O Br O O BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26

22. Desenhando Estruturas de Lewis • 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.

23. Estruturas de Ressonância • Moléculas possuem um arranjo determinado • Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada • A distancia entre os átomos de estrutura ressonante é menor do que os de ligação simples e maior que os de ligação dupla

24. Estruturas de Ressonância

25. Exceções à regra do octeto • Existemtrês classes de exceções à regra do octeto: • moléculas com númeroímpar de elétrons; • moléculasnasquais um átomo tem menos de um octeto, ouseja, moléculasdeficientesemelétrons; • moléculasnasquais um átomo tem mais do que um octeto, ouseja, moléculas com expansão de octeto. • Númeroímpar de elétrons • Poucosexemplos. Geralmente, moléculascomo ClO2, NO e NO2têm um númeroímpar de elétrons.

26. Exceções à regra do octeto Deficiênciaemelétrons • Relativamenteraro. • As moléculas com menos de um octetosãotípicasparacompostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. • O exemplomaistípico é o BF3.

27. Exceções à regra do octeto Expansão do octeto • Esta é a maiorclasse de exceções. • Os átomos do 3º períodoemdiantepodemacomodarmais de um octeto. • Além do terceiroperíodo, osorbitaisdsãobaixos o suficienteemenergiaparaparticiparem de ligações e receberem a densidadeeletrônica extra.

28. 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

29. Forças das ligações covalentes • Comprimento de ligação • Distância entre os núcleos dos átomos envolvidos • Quanto mais ligações entre dois átomos, mais curta e mais forte a ligação será C C 1,54 Å 348 kJ/mol C C 1,34 Å 614 kJ/mol C C 1,20 Å 839 kJ/mol

30. Referências Bibliográficas • Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição • MAHAN. “quimica um curso universitário” • BIANCO, Gilmar, “Ligações Químicas”