Ligações Químicas. Iônicas. Metálicas. Covalentes. Átomo: constituinte da menor parte de qualquer matéria;

Transcrição

1 Ligações Químicas

2 Átomo: constituinte da menor parte de qualquer matéria; -capacidade de se combinarem uns com os outros, lhes permite a formação de uma grande variedade de substâncias; Ligações Químicas Iônicas Metálicas Covalentes

3 Conceito Geral: combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. menos estáveis átomos isolados Energia mais estáveis átomos ligados

4 Ligações Iônicas -resultam da atração eletrostática entre íons de cargas opostas. É necessário entender mudanças de energia que acompanham a formação dos íons e as interações entre eles; -ocorre normalmente entre: METAL AMETAL, SEMI-METAL, HIDROGÊNIO Tabela 1: Ocorrência da ligação iônica tendência ocorrência interação A ceder e - metais e - B receber e - ametais, semi-metais e hidrogênio atração eletrostática cátions ânions

5 A Formação das Ligações Iônicas e a Energia Envolvida Na (g) Na + (g) + e- (g) energia necessária = 494 KJmol -1 Cl (g) + e - (g) Cl - (g) energia liberada = 349 KJmol -1 -o balanço da mudança de energia é de 145 kjmol -1, ou seja, um aumento de energia. Portanto, não teremos como formar o NaCl; -a contribuição que falta é a forte atração coulômbica (eletrostática) entre os íons de cargas opostas no sólido. Quando os íons sódio e cloro se juntam para formar um sólido cristalino, a atração mútua libera uma grande quantidade de energia. Experimentalmente temos; Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) energia liberada = 787 KJmol -1

6 -assim, a mudança de energia líquida no processo global será: Na (g) + Cl (g) NaCl (s) energia processo global = -642 KJmol -1 -observa-se um imenso decréscimo de energia resultando que um sólido composto de íons Na + e Cl - tem energia mais baixa do que um gás formado por átomos de Na e Cl.

7 Interação entre Íons -sabemos que íons de cargas opostas se atraem enquanto o de mesma carga se repelem; -podemos determinar a interação entre os íons através da expressão de energia potencial de Coulomb entre dois íons; E p,12 = ( Z1e) x( Z 4ΠΕ r e) = Z1Z2e 4ΠΕ r Eq. 1 e: carga elementar do e - ; Z 1 e Z 2 : número de cargas sobre os íons; r 12 : distância entre os centros dos íons; E 0 : permissividade do vácuo.

8 Configuração Eletrônica de Íons -podemos predizer as fórmulas mais prováveis dos compostos iônicos a partir da estrutura eletrônica de seus cátions e ânions; -o hidrogênio perde um e - para formar um próton; -quando um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele perde um ou dois e - até atingir a estrutura de GN (ns 2 np 6 ); -quando os átomo dos metais que estão à esquerda do bloco p perdem seus e - s e p (no período 4), eles expõem um caroço de GN rodeado por uma subcamada completa adicional de elétrons d que estão firmemente unidos ao núcleo e na maior parte dos casos não podem ser perdidos; -já no bloco d as energias desses orbitais (n-1)d ficam abaixo dos orbitais ns. Assim, os e - s são perdidos em primeiro lugar, seguindo-se dos e - dos orbitais d.

9 -os não-metais raramente perdem e - porque suas EI são muito altas. Entretanto, eles podem adquirir e - suficientes para atingir a estrututa de GN (ns 2 np 6 ); (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 +) 3+

10 -elétrons de valência: e - envolvidos nas ligações químicas; S [Ne] 3s 2 3p 4 Estrutura de Lewis dos Átomos Lewis desenvolveu métodos de distribuir os elétrons em átomos, íons e moléculas chamados de estrutura de Lewis;

11 Regra do Octeto -descrição: o átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns 2 np 6 -Obs: Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção: H, Li, B e Be.

12 Íons de Metais de Transição -metais de transição: possuem e - no orbital d e quase sempre não formam íons com configuração de GN (ns 2 np 6 ); -os metais Cu, Ag, Au geralmente são encontrados como íons 1+; Ag: [Kr] 4d 10 5s 1 -formação dos íons: e - são perdidos do subnível com maior valor número quântico principal (n); -para formar íons, os metais de transição perdem primeiro os elétrons s do nível de valência, em seguida, tantos elétrons d quantos necessários para atingir a carga do íon. Fe: [Ar] 3d 6 4s 2 Fe +2 : [Ar] 3d 6

13 Fórmulas dos Compostos Iônicos -deve formar um composto eletricamente neutro, p. ex.; -ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): 11 Na: (tende a ceder um e - ) metal de baixa EI!!! 17Cl: (tende a receber um e - ) ametal de alta AE!!! Figura 1: Distribuição de elétrons nos átomos de Na e Cl.

14 o o Na x + o ocl o o o [Na] + [Cl] - [ Na] + + NaCl (s) x o o o o o o [ ocl ] - -trata-se de um arranjo quase infinito de cátions e ânions empacotados, de modo a dar um arranjo com a menor energia possível.

15 Cargas = + xy xy = zero Exemplos: Ca +2 + Br -1 CaBr 2 Al +3 + S -2 Al 2 S 3

16 Características dos Compostos Iônicos -são sólidos a temperatura ambiente (25 0 C, 1atm); -apresentam elevados pontos de fusão e ebulição; -quando submetido a impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas, são portanto, duros e quebradiços; -conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos; -seu melhor solvente é a água.

17 Ligações Covalentes -caracteriza-se pelo compartilhamento de elétrons, formando pares eletrônicos (Lewis, 1916); -ocorre normalmente entre: AMETAL AMETAL AMETAL HIDROGÊNIO Tabela 2: Ocorrência da ligação covalente tendência ocorrência interação compartilhar e - ametais, semi-metais e hidrogênio e A - B par de elétrons compartilhar e - ametais, semi-metais e hidrogênio

18 Natureza da Ligação Covalente -na ligação entre dois átomos de não-metais, a prosposta de Lewis é que um par de e - é compartilhado por ambos os átomos; -é importante salientar que a estrutura de Lewis não mostra a forma geométrica da molécula, somente o padrão das ligações; -os átomos ficam juntos porque ocorre interação coulômbica entre os dois e - e o núcleo. Portanto, nenhum dos átomos perde totalmente os e -, não precisando receber a totalidade da energia de ionização.

19 A Molécula de Hidrogênio -a menor e mais simples molécula: Figura 4: Energia potêncial de dois átomos de hidrogênios.

20 As Estruturas de Lewis e a Ligação Covalente -consiste no compatilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos e pode ser representada por meio de estruturas de Lewis: átomos isolados de H: molécula de H 2 : átomos isolados de H e F: molécula de HF:

21 Ligações Múltiplas -dois átomos podem compartilhar mais de um par de e -, ou seja, ligação dupla e ligação tripla; Ligação Covalente Coordenada -ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro que necessita de um par de elétrons para completar sua camada de valência;

22 Figura 5: Estrutura eletrônica de Lewis para algumas moléculas que formam ligação covalente coordenada.

23 Características dos Compostos Moleculares -se apresentam no estado sólido, líquido e gasoso; -possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos se comparados com os iônicos; -não conduzem corrente elétrica, exceto quando sofrem ionização, por ex. H 2 O; -a maioria dos compostos moleculares são solúveis em solvente orgânico.

24 A Regra do Octeto: um Direcionamento -existem alguns casos que a regra do octeto (estabilidade eletrônica quando apresenta oito e - na sua camada mais externa) é desrespeitada não sendo adequada à situação. Camadas de Valência Expandidas -isso acontece em decorrência da expansão da camada de valência para mais de oito elétrons pois o átomo central possui orbitais d vazios; -o tamanho do átomo central; -estruturas incomuns de alguns compostos do Grupo 13; -o átomo de boro possui o octeto incompleto: sua camada de valência tem somente três elétrons;

25

26 Ressonância -algumas moléculas não podem ser corretamente expressas pela estrutura de Lewis; -trata-se de uma fusão de estruturas que têm o mesmo arranjo de átomos e arranjos diferentes de e -, sendo distribuída o caráter de ligação múltipla sobre uma molécula diminuindo sua energia. p. ex.: O 3, NO 3-...

27 Eletronegatividade -tendência relativa de um átomo ligado em atrair o par de elétrons para si; -átomos identicos : molécula covalente não-polar ou apolar; -átomos diferentes : molécula denominada covalente polar.

28 Tabela 3: Diferença de eletronegatividade, tipo e caráter da ligação Diferença de eletronegatividade Ligação Tipo de Ligação Grau de Caráter Covalente Grau de Caráter Iônico Zero Cl-Cl Covalente nãopolar Intermediário H σ+ Cl σ- Covalente polar Grande Na + Cl - Iônica

29 Polaridade das Ligações Ligação Covalente Apolar: -ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade; Ex: H 2

30 Ligação Covalente Polar -ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades; -em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (δ-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (δ+); Ex: HCl

31 Vetor Momento Dipolar (µ) -a polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou momento dipolo (µ), sendo representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do pólo positivo para o pólo negativo); Ex:

32 Polaridade das Moléculas -molécula apolar µr = 0 -em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (µr) é igual a zero; Ex: CO 2 O = C = O O C O µ µ µ r = Zero

33 -molécular polar µr 0 -em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (µr) é diferente de zero; p. ex: H 2 O O H H O µ r Zero (polar) H H

34 Determinação do Caráter de uma Ligação -pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade ( E): Ligação Iônica E 1,7 Ligação Covalente E < 1,7 p.ex.: HCl E = 3,0-2,1 = 0,9 Ligação Covalente NaCl E = 3,0-0,9 = 2,1 Ligação Iônica

35 Comprimento de Ligação -trata-se da distância entre os centros de dois átomos em uma ligação covalente e corresponde à distância internuclear no mínimo de E p dos dois átomos; -sinalizam para determinação do volume total e a forma de uma molécula;

36 Tabela 4: Comprimentos de ligação médios e experimentais Ligação Comprimento de ligação médio (pm) C-H C-C C=C C C C-O H-O Molécula Comprimento de ligação (pm) N 2 Br 2 H O F Cl I 2 268

37 Energia de Ligação -energia necessária para romper uma ligação específica numa molécula (geralmente H > 0); H 2(g) 2H (g) 432 KJmol -1 (25 0 C) Cl 2(g) 2Cl (g) 243 KJmol -1 2H (g) + 2Cl (g) 2HCl 2(-431) KJmol -1 H 2(g) + Cl 2(g) 2HCl (g) -187KJmol -1

38 Balanço de Cargas Formais -métodos utilizados nessa determinação: carga formal e número de oxidação; -carga formal: é a carga que um átomo teria se todos os pares de e - fossem compartilhados por igual, isto é, se todas as ligações fossem não-polares; -pode ser utilizada para predizer o arranjo mais favorável dos átomos em uma molécula;

39 CF= V L+ S 2 1 Eq. 2 V: n o de e - de valência do átomo livre; L: n o de e - presentes nos pares isolados; S: n o de e - compartilhados.

40 Ligações Metálicas -ocorre entre átomos metálicos (metal + metal); -como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, eles perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.

41 Características dos Metais -são sólidos à temperatura ambiente, exceto Hg; -excelentes condutores de corrente elétrica; -possuem alta maleabilidade e ductibilidade.