Ligação Química. - Os elétrons mais fracamente ligados ao átomo podem tomar parte na formação de ligações químicas.

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1 Ligação Química É necessário compreender (prever) as ligações químicas, se quisermos entender as propriedades químicas e físicas de elementos e compostos. - Os elétrons mais fracamente ligados ao átomo podem tomar parte na formação de ligações químicas. As ligações químicas se formam, porque os átomos tendem a alcançar o estado mais baixo de energia ( i.é., o arranjo mais favorável possível) Qual o motivo de O = C = O ser linear e H 2 O angular?

2 Explicações: Elétrons de Valência : São aqueles que ocupam a camada mais externa dos átomos e são fracamente ligados. Portanto, são os que efetivamente participam das ligações entre átomos formando moléculas. As camadas s e p são encontradas nos elementos mais simples (parte dos grupos 1 A até 8 A ; as dos elementos de transição são ns e (n-1)d.

3 A interação de dois átomos origina: a) repulsão de elétrons (mesma carga); os núcleos também; b) os núcleos e elétrons de átomos vizinhos se atraem; se a força atrativa é maior que a repulsiva uma ligação é formada (tendendo a conformação de gás nobre, camadas completas com elétrons). Isto resulta num compartilhamento de elétrons, i.é., a ligação covalente. uma ligação simples compartilha um par de elétrons.; uma ligação dupla compartilha dois pares de elétrons; uma ligação tripla compartilha três pares de elétrons entre dois átomos.

4 Classificação das ligações: Covalentes : p/ os não-metais (etano, eteno, acetileno); Intermediária? } e/ou elétrons de ligação compartilhados covalentemente, mas transferidos de um átomo a outro como uma ligação iônica. Iônicas; Metálicas;

5 Covalentes : explicadas por estruturas de Lewis: pontos representam os elétrons de valência em torno do simbolo do átomo (orbitais s, px, py, pz ); cada posição pode conter 1 ou 2 pontos, dependendo do n.o de elétrons no orbital H H :I Cl: :O H \ /.... C = C : par isolado; / par de e - compartilhados Obs.: veja adiante as possíveis ligações de determinados átomos. H / \ H H

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7 estruturas de Lewis: Obedece a regra do octeto: no máximo 8 e - de valência são acomodados. estruturas de ressonância; Compostos deficientes em elétrons: exceção da regra do octeto. B e Al compartilham 3 pares de e - : BF 3 Radicais livres ( n.o de elétrons de valência ímpar ) NO ( 11 elétrons ) NO 2 (17 elétrons) devido a essa vacância são reativos!

8 Teoria VSEPR : permite prever a forma da ligação covalente e da iônica. As repulsões entre os pares de elétrons de valência de um átomo controlam os ângulos entre ligações deste átomo com outros átomos que o rodeiam. Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) : ângulo de ligação, e - de pares não ligantes e ligantes, dão a forma esperada para o tipo de ligação:

9 N o de pares geometria par-elétron ângulo de ligação (graus) 2 linear trigonal planar tetraédrico 109,5 5 trigonal piramidal 90 e octaédrico 90 Como determinar a forma da molécula?

10 Como determinar a forma da molécula? Pelo n.o total de pares de e - isolados e ligações associadas com o átomo central. a) desenhe a estrutura de Lewis. b) determine o n.o total de ligações + os pares de e - isolados ao redor do átomo central ( o menos eletronegativo, exceto H). (ligações múlplicas são consideradas como simples) c) escolha a geometria apropriada ao par-elétron. d) determine os ângulos de ligação a partir da geometria. Pares isolados ocupam um volume ligeiramente maior do que pares de uma ligação, induzindo a forma da molécula.

11 Ex.: n.o de pares isolados no átomo central n.o de átomos ligados ao átomo central CO 2 BF 3 SiCl O 3 NH H 2 O

12 A Polaridade da Molécula: a carga parcial negativa, -, é representada no lado da molécula com maior densidade de e -, enquanto que a outra parte é +. simbolizada por com unidades em D (Debey)

13 Ex.: molécula (D) geometria HF 1,78 linear HBr 0,79 linear NF 3 0,23 pirâmide trigonal H 2 S 0,95 angular CO 2 0 linear CH 4 0 tetraédrica CH 3 Cl 1,92 tetraédrica Na maioria do casos, moléculas totalmente simétrica são não-polar; e quase todas moléculas assimétricas com elementos diferentes são polar.

14 1,2 dicloroeteno C 2 H 2 Cl 2 ( cis- e trans-), qual a polaridade?.. Em H F : O C O

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20 A partir da teoria VSEPR, podemos prever a forma da molécula, mas nada sabemos a respeito de suas propriedades e como são formadas! Duas teorias procuram ser úteis nesta explicação: a) ligação de valência, LV, e b) dos orbitais moleculares, OM. Teoria da ligação de valência, LV: - Explica a estrutura de moléculas com ligações covalentes (não-metais) e as propriedades no estado mais baixo de energia (estado eletrônico fundamental); a VSEPR faz parte da teoria LV:

21 as ligações sigma e pi: - Ocorre uma sobreposição de orbitais overlap e os dois elétrons são compartilhados, criando uma forma no espaço, entre os dois átomos; um máximo de dois elétrons de spins contrários ocupam esses orbitais: atração núcleo elétron; repulsão núcleo núcleo e repulsão elétron elétron. ligações sigma, : a H 2 : advém de um H com orbital 1 s e outro H com outro orbital 1 s - não tem plano nodal; todas as ligações covalentes simples são ligações ; pares de elétron isolados são localizados em um átomo particular; orbitais representados por esferas.

22 ligações pi, : N 2 : cada N têm três orbitais 2p, logo são possíveis uma ligação e 2 (os orbitais 2p x e 2p y ) perpendiculares ao eixo internuclear com sobreposição lado-a-lado. apresenta plano nodal; orbitais representados por lóbolos. Geral: -uma ligação simples é uma ligação. - uma ligação dupla é uma ligação mais uma. - uma ligação tripla é uma ligação mais duas.

23 Hibridização dos orbitais: Como interpretar as ligações de CH 4? Observando os orbitais atômicos de C: 2s 2p 2p 2p orbitais sp 3 híbridos neste caso um elétron do orbital 2s foi promovido para um orbital p (pois os níveis de energia são muito próximos). Isto explica a ligação de 4 átomos de H ao átomo de C, 4 ligações sigma.

24 Esquemas de hibridização: n.o de orbitais n.o de orbitais atômicos arranjo tipo de híbridos ao combinados eletrônico hibridização redor do átomo central 2 linear sp 2 3 trigonal planar sp tetraédrica sp bipirâmide trigonal sp 3 d 5 6 octaédrica sp 3 d 2 6

25 Ligações múltiplas são formadas quando um átomo forma uma ligação com o uso de um orbital híbrido e uma ou mais ligações com o emprego de orbitais p nãohibridizados. Ao mesmo tempo a sobreposição lado-alado que forma a ligação torna a molécula resistente a possíveis rotações. Quais orbitais híbridos são usados para ligar cada átomo de carbono e oxigênio no álcool alílico (2-propeno-1-ol)?

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