2.1 Princípios gerais da ligação química. Ligações químicas

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1 2.1 Princípios gerais da ligação química Ligações químicas A associação de átomos formando moléculas, ou em agregados de maiores dimensões como, por exemplo, nos metais, é possível pelo estabelecimento de ligações químicas. As ligações químicas formam-se devido a forças atrativas de natureza eletrostática, resultantes do facto de eletrões e núcleos terem cargas elétricas de sinal contrário. 1

2 2.1 Princípios gerais da ligação química Interações elétricas nos átomos e nas moléculas Num átomo há interações núcleo-eletrões e interações entre eletrões. As forças de interação nas moléculas são de: 1. repulsão entre os núcleos (setas a azul); 2. repulsão entre os eletrões (setas a verde); 3. atração entre os núcleos e os eletrões (setas a vermelho). 2

3 2.1 Princípios gerais da ligação química A imagem esquematiza as forças elétricas entre as partículas que constituem dois átomos de hidrogénio, que são: repulsões entre núcleos; repulsões entre eletrões; atrações entre núcleos e eletrões. Repulsões e atrações entre núcleos e eletrões dos átomos de H 3

4 2.1 Princípios gerais da ligação química O gráfico mostra a energia do sistema formado por dois átomos de hidrogénio em função da distância internuclear, isto é, da distância entre os núcleos.

5 2.1 Princípios gerais da ligação química A energia de interação nos átomos e nas moléculas é uma energia potencial. As forças de atração eletrostática fazem baixar a energia potencial de interação entre as cargas. As forças de repulsão fazem aumentar a energia potencial de interação entre as cargas. As forças de interação atrativas entre cargas nas moléculas conduzem a um estado de energia mínima. Nas moléculas há um equilíbrio entre as forças de atração e as de repulsão. São as forças elétricas entre as partículas dos átomos que levam à formação das ligações.

6 2.1 Princípios gerais da ligação química Variação da energia potencial elétrica na formação de uma ligação O gráfico representa a variação da energia potencial elétrica do conjunto de dois átomos de hidrogénio à medida que a distância entre ambos, r, diminui para formar a molécula de hidrogénio, H 2. r e Esta situação corresponde ao estado de menor energia possível para o conjunto dos 7,24 dois átomos, que assim atinge o máximo de estabilidade, formando a molécula H 2 sendo que a energia potencial elétrica é mínima. Quando os núcleos se situam à distância r e, distância internuclear de equilíbrio, também conhecida por comprimento de ligação, atinge-se uma situação de equilíbrio entre as forças repulsivas e as forças atrativas. 6

7 2.1 Princípios gerais da ligação química Variação da energia potencial elétrica na formação de uma ligação O gráfico representa a variação da energia potencial elétrica do conjunto de dois átomos de hidrogénio à medida que a distância entre ambos, r, diminui para formar a molécula de hidrogénio, H 2. Se os núcleos se aproximam mais do que a distância r e, as forças repulsivas tornam-se mais intensas, aumentando a energia potencial elétrica. O sistema torna-se então instável e os núcleos afastam-se de novo. 7

8 2.1 Princípios gerais da ligação química Variação da energia potencial elétrica na formação de uma ligação A energia de ligação é a energia que se liberta quando se estabelece uma ligação entre dois átomos. No caso de uma molécula de hidrogénio teremos E ligação = 7, J. H + H H kj mol 1 O valor numérico da energia de ligação é, assim, igual ao da energia de dissociação, sendo este valor positivo que se considera para os valores de energia de ligação. H kj mol 1 H + H 8

9 2.1 Princípios gerais da ligação química Ligações químicas Para a distância de equilíbrio, r 0, as forças de repulsão entre núcleos e entre eletrões são equilibradas pelas forças de atração entre os núcleos e os eletrões. Para a distância de equilíbrio, r 0, a energia é mínima e quanto maior for o valor (em módulo) dessa energia, maior será a estabilidade da molécula. As repulsões predominam a curta distância (distâncias menores do que r 0 ). As atrações predominam a longas distâncias (distâncias maiores do que r 0 ). 9

10 2.1 Princípios gerais da ligação química Exercício Classifica em verdadeira ou falsa cada uma das afirmações seguintes. A. Quando se estabelece uma nova ligação química existe um equilíbrio entre as forças atrativas e repulsivas. Verdadeira. B. Quanto maior a energia potencial de uma molécula mais estável ela se torna Falsa. Quanto menor a energia potencial maior a estabilidade da molécula. C. Os eletrões constituintes de uma molécula repelem-se entre si. Verdadeira. D. Numa molécula só há forças de atração. Falsa. Existem forças de atração e de repulsão. E. À medida que dois átomos se aproximam para formar uma molécula as forças atrativas aumentam mais que as forças repulsivas. Verdadeira. 10

11 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Estrutura de Lewis Na notação de Lewis utilizam-se cruzes (x) ou pontos ( ) para representar os eletrões de valência. Esta notação permite destacar o contributo de alguns dos eletrões de valência para a ligação química, que são chamados de eletrões partilhados neste modelo. 11

12 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Estrutura de Lewis A tabela seguinte apresenta na notação de Lewis a camada de valência dos átomos do segundo e do terceiro período da Tabela Periódica. Grupo Período Grupo 1 ns 2 Grupo 2 Grupo 13 ns 2 ns 2 np 1 Grupo 14 ns 2 np 2 Grupo 15 ns 2 np 3 Grupo 16 ns 2 np 4 Grupo 17 ns 2 np 5 Grupo 18 ns 2 np 6 Segundo Terceiro 12

13 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Estrutura de Lewis Vamos interpretar, utilizando o modelo de Lewis, a ligação química covalente em moléculas diatómicas: H 2, F 2, O 2 e N 2. Em primeiro lugar é preciso conhecer o número de eletrões de valência dos átomos que originaram as moléculas. Essa informação pode obter-se: consultando a Tabela Periódica, pelo nome ou símbolo químico; escrevendo a configuração eletrónica a partir do número atómico (Z). 13

14 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas 14

15 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Estrutura de Lewis A notação de Lewis para o átomo de hidrogénio, flúor, oxigénio e nitrogénio é: Os quatro lados podem estar preenchidos, cada um dos quais com um máximo de dois eletrões por lado. Para esta representação o número máximo de eletrões é oito.

16 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Regra do octeto Os átomos ligam-se partilhando eletrões de forma que cada um fique com oito eletrões de valência (no caso do hidrogénio são apenas dois).

17 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente As moléculas formam-se por ligações chamadas ligações covalentes, geralmente entre átomos de não metais. Numa ligação covalente, há eletrões partilhados que pertencem aos dois átomos ligados. Para se estabelecer uma ligação covalente tem de haver uma partilha localizada de eletrões de valência, ou seja, os eletrões têm de se localizar na proximidade dos dois núcleos.

18 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente A partilha ocorre: entre alguns eletrões que se localizam preferencialmente entre os dois núcleos, pelo que a atração eletrão-núcleo favorece a ligação química (A). entre outros eletrões que se localizam preferencialmente fora do espaço entre os dois núcleos (B). 18

19 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente As ligações covalentes: Ocorrem em substâncias moleculares. São caracterizadas pela partilha localizada de eletrões entre átomos. Ligação covalente no amoníaco 19

20 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente Neste tipo de ligação: os eletrões que contribuem para a formação da ligação covalente são os eletrões de valência dos átomos; os eletrões de valência da molécula são todos os eletrões de valência dos átomos que formam a molécula. Os eletrões de valência da molécula que participam efetivamente na ligação são os eletrões ligantes. São eletrões partilhados. Os eletrões de valência da molécula que não participam efetivamente na ligação são os eletrões não-ligantes, que formam pares não-ligantes. São eletrões não partilhados, ou isolados. Os eletrões ligantes ocupam, na maior parte do tempo, a região do espaço entre os núcleos.

21 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente Para se estabelecer a fórmula de estrutura de Lewis das moléculas diatómicas devem ser realizados os seguintes procedimentos: Escrever a configuração eletrónica dos átomos. 1H 1s 1 1 eletrão de valência Representar cada átomo pela notação de Lewis. Estabelecer a ligação com eletrões desemparelhados de cada átomo, formando os pares de eletrões ligantes ou partilhados. Os restantes eletrões formam os pares não-ligantes, ou não partilhados. Possui um par de eletrões ligantes

22 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente Para a molécula de flúor: Escrever a configuração eletrónica dos átomos. 9F 1s 2 2s 2 2p 5 7 eletrões de valência Representar cada átomo pela notação de Lewis. Estabelecer a ligação com eletrões desemparelhados de cada átomo, formando os pares de eletrões ligantes ou partilhados. Os restantes eletrões formam os pares não-ligantes, ou não partilhados. Possui: 1 par de eletrões ligantes 6 pares de eletrões não-ligantes 22

23 2.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente simples Para a molécula de flúor: 23

24 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente Para a molécula de oxigénio: Escrever a configuração eletrónica dos átomos. 8O 1s 2 2s 2 2p 4 6 eletrões de valência Representar cada átomo pela notação de Lewis. Estabelecer a ligação com eletrões desemparelhados de cada átomo, formando os pares de eletrões ligantes ou partilhados. Os restantes eletrões formam os pares não-ligantes, ou não partilhados. Possui: 2 pares de eletrões ligantes 4 pares de eletrões não-ligantes 24

25 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente dupla 25

26 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente Para a molécula de azoto: Escrever a configuração eletrónica dos átomos. 7N 1s 2 2s 2 2p 3 5 eletrões de valência Representar cada átomo pela notação de Lewis. Estabelecer a ligação com eletrões desemparelhados de cada átomo, formando os pares de eletrões ligantes ou partilhados. Os restantes eletrões formam os pares não-ligantes, ou não partilhados. Possui: 3 pares de eletrões ligantes 2 pares de eletrões não-ligantes 26

27 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente tripla 27

28 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Tipos de ligação covalente Simples Ligação Covalente Dupla Tripla 28

29 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligação covalente: há partilha de eletrões entre átomos. Da partilha podem resultar: eletrões ligantes: eletrões que asseguram a ligação; eletrões não ligantes: eletrões que não afetam a ligação. Uma ligação covalente pode ser: 29

30 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Número total de eletrões ligantes e não ligantes Resultam da luz emitida por um corpo Resultam da absorção parcial da luz ao atravessar a matéria 30

31 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ligações simples, duplas e triplas-ordem de ligação A ordem de ligação corresponde ao número de pares de eletrões partilhados ou ligantes. em F 2 a ordem de ligação é 1; em O 2 ) a ordem de ligação é 2; em N 2 a ordem de ligação é 3. Quanto maior é a ordem de ligação maior é a energia da ligação e menor é o comprimento da ligação 31

32 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas As energias de ligação são apresentadas para uma mole de ligações, pelo que costumam ser expressas em kj/mol. Maior energia de ligação Ligação mais difícil de quebrar Ligação mais forte 32

33 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Comprimento de ligação O comprimento de ligação é a distância entre os núcleos de dois átomos que estabelecem a ligação. Trata-se sempre de uma distância média, pois os átomos ligados vibram continuamente. Normalmente expressa-se em picómetros (pm). É possível prever relações entre comprimentos de ligação e energias de ligação com base na variação do raio atómico dos elementos envolvidos. Quanto maior é a energia de ligação, menor será o comprimento de ligação. 33

34 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Os gases nobres não formam moléculas porque não há eletrões disponíveis para serem partilhados por dois núcleos. 10Ne: 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 8 eletrões de valência Não tem eletrões disponíveis para criar uma ligação química 34

35 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Fórmulas de estrutura de Lewis Molécula de metano CH 4 6C: 1s 2 2s 2 2p 2 o átomo possui quatro eletrões de valência. 1H: 1s 1 o átomo possui um eletrão de valência. + ou A molécula de metano possui quatro pares de eletrões ligantes que correspondem a quatro ligações covalentes simples C H. 35

36 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Fórmulas de estrutura de Lewis Molécula de amoníaco NH 3 7N: 1s 2 2s 2 2p 3 o átomo possui cinco eletrões de valência. 1H: 1s 1 o átomo possui um eletrão de valência. + ou A molécula de amoníaco possui: três pares de eletrões ligantes que correspondem a três ligações covalentes simples N H; um par de eletrões não-ligantes.

37 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Fórmulas de estrutura de Lewis Molécula de água H 2 O 8O: 1s 2 2s 2 2p 4 o átomo possui seis eletrões de valência. 1H: 1s 1 o átomo possui um eletrão de valência. + ou A molécula de água possui: dois pares de eletrões ligantes que correspondem a duas ligações covalentes simples O H; dois pares de eletrões não-ligantes.

38 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Fórmulas de estrutura de Lewis Molécula de dióxido de carbono CO 2 6C: 1s 2 2s 2 2p 2 o átomo possui cinco eletrões de valência. 8O: 1s 2 2s 2 2p 4 o átomo possui seis eletrões de valência. + ou A molécula de dióxido de carbono possui: quatro pares de eletrões ligantes que correspondem a duas ligações covalentes duplas C=O; Quatro pares de eletrões não-ligantes. 38

39 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Geometria molecular A geometria que a molécula adquire é a que minimiza as repulsões entre os pares de eletrões de valência. Para interpretar e prever a geometria das moléculas, usa-se a Teoria da Repulsão de Pares Eletrónicos de Valência (TRPEV). Teoria das repulsões dos pares eletrónicos de valência (TRPEV) As repulsões entre pares eletrónicos de valência são minimizadas para que aumente a estabilidade, o que determina a geometria da molécula.

40 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Geometria espacial das moléculas Molécula de metano, CH 4 Molécula de amoníaco, NH 3 Geometria tetraédrica Geometria piramidal trigonal 40

41 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Geometria espacial das moléculas Molécula de água, H 2 O Molécula de dióxido de carbono, CO 2 Geometria angular Geometria linear 41

42 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Uma maneira fácil de determinar a geometria de algumas moléculas é a seguinte: Moléculas com três átomos: sem pares de eletrões não-ligantes no átomo central: geometria linear. com um ou dois pares de eletrões não-ligantes no átomo central: geometria angular. Moléculas com quatro átomos: sem pares de eletrões não-ligantes no átomo central: geometria triangular plana. com um par de eletrões não-ligantes no átomo central: geometria piramidal trigonal. Moléculas com cinco átomos, sem pares de eletrões no átomo central: geometria tetraédrica. 42

43 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Geometrias moleculares mais comuns

44 1.2 Ligação covalente em moléculas diatómicas Ângulo de ligação O ângulo de ligação é o menor ângulo formado pelos segmentos de reta que unem os núcleos de três átomos ligados. A geometria da molécula de água é angular porque há quatro pares de eletrões de valência à volta do átomo central, dois ligantes e dois não ligantes.

45 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Ângulo de ligação nas moléculas CH 4, NH 3, H 2 O e CO 2 No CH 4 os ângulos de ligação são iguais aos do tetraedro ou seja cerca de 109,5. No caso da molécula de amoníaco, NH 3, dos quatro pares de eletrões um deles é um par não-ligante. Como as repulsões entre o par não-ligante e os pares ligantes são maiores do que as repulsões entre os pares ligantes, o ângulo de ligação H N H na molécula de amoníaco é ligeiramente menor:

46 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Comparação dos comprimentos e ângulos de ligação nas moléculas H 2 O e H 2 S No caso da molécula de água, H 2 O, há dois pares de eletrões não-ligantes à volta do átomo de oxigénio, o que obriga que o ângulo de ligação H O H na molécula de água seja ainda menor: 104,5. Como a geometria da molécula de CO 2 é linear, uma vez que é a geometria linear que torna mínimas as repulsões dos pares de eletrões em torno do átomo central, o ângulo de ligação na molécula de dióxido de carbono é

47 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Moléculas apolares e polares As moléculas apolares, por exemplo o H 2 e O 2, possuem uma distribuição simétrica de carga. As moléculas polares, por exemplo o HF e HCl, possuem uma distribuição assimétrica de carga.

48 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Ligações apolares e polares

49 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Moléculas apolares e polares Uma molécula é polar ou apolar dependendo da distribuição global de carga elétrica, que está relacionada com a polaridade das ligações presentes e também com a geometria molecular. As moléculas H 2 O e NH 3 são exemplos bem conhecidos de moléculas polares, enquanto as moléculas CO 2 e CH 4 são exemplos de moléculas apolares. H 2 O NH 3 CO 2 CH 4

50 1.3 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Mapas de potencial eletrostático mostram distribuições tridimensionais de carga elétrica. O potencial eletrostático mede a interação de uma carga positiva com núcleos e eletrões de uma molécula ao longo de uma superfície de isodensidade eletrónica.

51 1.2 Ligação covalente em moléculas poliatómicas Quando há distribuição assimétrica de carga elétrica, o potencial eletrostático é diferente em diferentes partes da molécula. Uma diferença extrema de distribuição de carga é evidenciada por regiões inteiramente vermelhas e outras inteiramente azuis, quase sem cores intermédias entre elas. Superfícies verdes e amarelas indicam uma distribuição mais uniforme de carga

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