Universidade do Estado de Santa Catarina UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel

Tamanho: px

Começar a partir da página:

Download "Universidade do Estado de Santa Catarina UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel"

Renato Vilarinho
5 Há anos
Visualizações:

1 Ligações químicas Universidade do Estado de Santa Catarina UDESC - CCT Química Geral Profª Fabíola Corrêa viel

2 Ligações Químicas Sacarina Vitamina E Amônia Fulereno

3 LIGAÇÕES IÔNICAS Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas Como se formam as ligações iônicas? O NaCl tem energia mais baixa que Na + e Cl - 1. Na perde elétrons 2. Elétrons ligam-se ao Cl 3. Íons agrupam-se como um cristal

4 LIGAÇÕES IÔNICAS Propriedades gerais dos sólidos iônicos: a) sólidos cristalinos (duros e quebradiços) b) pontos de ebulição e fusão altos c) condução de eletricidade no estado líquido Cloro Sódio d) Solubilidade alta em água

5 Ligação covalente Estrutura de Lewis e a fórmula estrutural Exemplo: Molécula do ácido clorídrico (HCl). H 1s 1 1 e - na camada de valência Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 7 es - na camada de valência H.. C : l Regra do octeto

6 Ligações múltiplas -Compartilhamento de dois pares de elétrons: Ex.: ligação C-O na molécula de CO 2 : O : : C: : O : -Compartilhamento de três pares de elétrons: Ex.: ligação C-N na molécula de HCN H. Ċ:. :. N

7 Ligações sigma (σ) e pi (π) As ligações sigma (σ) ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da ligação. Orbitais s-s Orbitais s-p Molécula de H 2 Molécula de HF

8 Ligações sigma (σ) e pi (π). Orbitais p-p Molécula de O 2

9 Ligações sigma (σ) e pi (π). Os orbitais px e py estão perpendiculares ao eixo internuclear e a sobreposição ocorre lado a lado formando uma ligação do tipo pi (π). Ligação dupla Ligação tripla

10 Todas as ligações covalentes simples são do tipo sigma As ligações pi (π) são como nuvens de energia entre os orbitais p, semipreenchidos e paralelos entre si. As ligações π sempre acompanham uma ligação sigma. E são mais fraca que a ligação σ

11 Ressonância Algumas moléculas nem sempre são representadas corretamente através de uma única estrutura de Lewis O O O O N O O N O O N O Todas as estruturas são validas nenhuma estrutura sozinha é a correta Comprimentos de ligação Na molécula são todos iguais 124 pm Se esperava: N=O 120 pm N-O 140 pm,

12 Híbrido de ressonância: Estrutura resultante da mistura de todas as estruturas. O compartilhamento dos elétrons é distribuído sobre diversos pares de átomos, e não pode ser identificado com um par de átomos Ocorre entre estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas com diferentes arranjos dos pares de elétrons. A ressonância estabiliza a molécula pelo diminuição da energia

13 Benzeno Reatividade: não faz reações de adição Comprimento de ligação: intermediário 139 pm verificado simples C-C 154 pm dupla C=C 134 pm. esperado ou

14 Corrigindo o modelo covalente: Eletronegatividade Todas as ligações são híbridos de ressonância de estruturas covalentes e iônica Cl - Cl Cl - Cl + Cl + Cl - Molécula apolar H - Cl H + Cl - H - Cl + Molécula polar

15 Polaridade das ligações Em moléculas onde os átomos são iguais a ligação é puramente covalente, pois nenhum dos átomos tem tendência a atrair os elétrons. Já as moléculas formadas por átomos diferentes as estruturas iônicas podem ter contribuição diferente, se afinidade eletrônica de um dos átomos é maior que a do outro então ocorre a formação de cargas parciais sobre os átomos formando com isso uma ligação covalente polar.

16 Os átomos em uma ligação covalente polar formam o dipolo elétrico (quando uma carga parcial positiva está próxima a uma carga parcial negativa). A medida da magnitude das cargas parciais (dipolo elétrico) é o momento dipolar (µ). δ - δ + Unidade: debye (D)

17 Linus Pauling, 1932 eletronegatividade (χ) (o poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação) Átomos com alta eletronegatividade atraem os elétrons A maneira mais simples de estabelecer uma escala de eletronegatividade foi desenvolvida por Mulliken. χ = ½ (I + Ea)

18 Não existem fronteiras muito definidas entre as ligações covalentes polares e as ligações iônicas, mas pode-se considerar: ligação iônica quando a diferença de χ for ~ 2 unidades ligação covalente quando a diferença de χ for < 1,5 unidades C χ = 2,6 CO diferença 1,2 então é covalente O χ = 3,4 CaO diferença é 2,1 então é polar Ca χ = 1,3

19 Tabela de Eletronegatividade

20 Energia de ligação: Energia necessária para romper uma ligação específica numa molécula. É positiva ou negativa e é expressa em H Para o H H 2(g) 2H (g) H o = 432 KJ/mol a 25 o C Energia Média de Ligação A presença dos outros átomos que influenciam na quebra de ligação. As ligações C-H são iguais, mas as energias diminuem conforme a molécula vai quebrando. As energias de ligação podem ser utilizadas para calcular o calor de reação quando o reagente e produtos são moléculas diatômicas.

21 Estimar o valor de H o para a reação a 25 C. H H C = O + H 2 CH 3 OH Etapa 1: CH 2 O C + 2H + O H o 1 = 2.( H ) C-H + H C = 0 H 1 = 2.(416) = 1631 KJ/mol Etapa 2: H 2 2H H 2 = H H-H = 432 KJ/mol Etapa 3: C + 4H + O CH 3 OH H 3 = 3.( - H ) C-H + (- H ) C-O + (- H ) O-H H 3 = KJ/mol H r = H 1 + H 2 + H 3 = 9 KJ/mol

22 Hibridização dos orbitais Arranjo espacial Orbitais híbridos: são orbitais equivalentes formados a partir de orbitais diferentes 2p 2s

23 Forma tetraédrica das moléculas de CH 4 A interação entre os orbitais produzem novos arranjos que ficam com um ângulo entre si de 109,5º orbitais sp 3. São formados 4 orbitais, com energias iguais e intermediárias, entre as energias dos orbitais s e p.

24 Orbital híbrido sp 2 Orbital híbrido sp

25 Geometria em moléculas Cada ligação C-H é formada pelo emparelhamento de um elétron do orbital 1s do H e um elétron do orbitais híbridos do C sp 3, sp 2, sp

26 Molécula do SF 6 Orbitais híbridos sp 3 d 2 O Be para formar compostos bivalentes, hibridiza na forma de orbitais híbridos sp. O B é trivalente sp 2 Molécula H 2 O: Hibridização sp 3 do O sem que o átomo passe pelo estado ativado. Por causa dos 2 pares isolados o ângulo de ligação é de ~ 105,0º (104,50º) (s-sp 3 )

27 REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR Método VSEPR: Quando numa moléculas os átomos unem-se, orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons. Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado possível de si. As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre os pares. 90º > 120º > 180º Força da repulsão

28 A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou livres. Átomo ligado Distância longa entre pares: repulsão fraca Distância intermediária entre pares: repulsão intermediária Distância curta entre pares: repulsão forte Átomo central Átomo ligado Átomo central Átomo ligado Átomo central

29 Número estérico e orientação do par eletrônico. Primeiro passo do método VSEPR é escrever a estrutura de Lewis e quantos pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central. O número total de pares elétrons (compartilhados ou não) ao redor do átomo central chama-se número estérico Para o número estérico 4 geometria quadrado planar (ângulos são de 90º entre si) Tetraédrica os ângulos são de 109,50 e a repulsão é menor entre os pares de elétrons.

30 Número estérico 4 Exemplo Estrutura Descrição Tetraédrico Piramidal 1 par de elétrons livres Angular 2 pares de elétrons livres

31 Exemplo Estrutura Descrição Número estérico 5 Bipirâmide trigonal Gangorra 1 par de elétrons livres Forma de T 2 pares de elétrons livres Linear 3 pares de elétrons livres

32 Exemplo Estrutura Descrição Número estérico 6 Octaédrica Pirâmide de base quadrada 1 par de elétrons livres Quadradoplanar 2 pares de elétrons livres

33 Ligações intermoleculares União das moléculas Forças de van der Waals São ligações fracas, mas são universais. As mais importantes são as forças dipolo-dipolo e as forças de London (dipolo induzido). Ligações de Hidrogênio

34 Forças dipolo-dipolo São atrações elétricas entre moléculas polares. As moléculas se alinham com as cargas parciais opostas o mais perto possível Quanto mais fortes as forças, maior é a energia para separar as moléculas, portanto maior será o ponto de ebulição. Cl Cl Cl p-cloro benzeno (p.e = 174 C) Cl o-cloro benzeno (p.e. = 180 C)

35 Forças dipolo-induzido induzido São geralmente muito fracas; Ocorrem nas moléculas apolares; Uma região da molécula terá durante um breve tempo uma carga positiva parcial e a outra região terá durante este tempo, uma carga parcial negativa CH 3 CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 p.e. = 36 C CH 3 C CH 3 CH 3 p.e. = 10 C

36 Ligações de hidrogênio Só ocorrem em moléculas que possuem o átomo de H preso a átomos muito eletronegativos como F, O e N. H O H O H H CH 3 C O O H H O O C CH 3 Moléculas de água H F H F H F Moléculas de ác. acético Moléculas de HF

Documentos relacionados

Ligações Químicas. Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI.

Ligações Químicas. Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI. Ligações Químicas Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs lorainejacobs@utfpr.edu.br http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs DAQBI Propriedades das Ligações Químicas TEORIA DA REPULSÃO DOS