Estrutura molecular Ligação química

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1 Estrutura molecular Ligação química A grande diversidade de materiais que nos rodeia tem origem na variedade de substâncias que os constituem. Esta variedade e diversidade resulta das diferentes combinações de elementos que constituem a matéria. Exemplo de algumas substâncias conhecidas. Para se compreender a estrutura de uma molécula é necessário usar um modelo interpretativo do modo como se ligam os átomos dos elementos que dela fazem parte, ou seja, um modelo de ligação química.

2 Ligação química: modelo da ligação covalente Quais as partículas do átomo que se envolvem na ligação? Notação de Lewis A notação de Lewis é uma forma de representar ligações químicas. A representação de Lewis permite visualizar o número de eletrões de valência de um átomo (representados por pontos ou por cruzes) e também o número de eletrões que esse átomo necessita para adquirir a estrutura eletrónica idêntica à de um gás nobre (mais próximo), correspondendo-lhe, por isso, grande estabilidade química. Na prática os átomos dos diferentes elementos tendem a ficar com oito eletrões na camada de valência (regra do octeto), exceto o átomo de hidrogénio, que tende a ficar com dois eletrões na camada de valência (regra do dupleto). São, portanto, os eletrões de valência dos átomos (não todos) que estão envolvidos na ligação covalente. Exemplo: representação do átomo de cloro pela notação de Lewis 17Cl O átomo de cloro apresenta 7 eletrões de valência.

3 Como se estabelece a ligação? A ligação covalente é a ligação que se forma por partilha de eletrões de ambos os átomos envolvidos nessa ligação. As ligações covalentes podem ser: Ligação química: modelo da ligação covalente Simples, se os átomos partilham um par de eletrões de valência; Dupla, se os átomos partilham dois pares de eletrões de valência; Tripla, se os átomos partilham três pares de eletrões de valência. As ligações entre os átomos de carbono, na grafite, são covalentes simples. No etileno uma substância produzida pelos frutos maduros a ligação entre os átomos de carbono é covalente dupla. No ácido cianídrico que se encontra no fumo do tabaco a ligação entre o carbono e o azoto é covalente tripla.

4 Ligação química: modelo da ligação covalente Natureza de uma ligação covalente: Ao formar uma ligação covalente cada átomo adquire a configuração do gás nobre mais próximo, partilhando eletrões de valência com o(s) outro(s) átomo(s) envolvido(s) na ligação. Ao estabelecer-se uma ligação covalente e ao formar-se uma molécula a sua energia será inferior à dos átomos que a constituem quando estavam separados. Formação de uma ligação covalente: As ligações covalentes estabelecem-se entre átomos de elementos não metálicos (moléculas diatómicas de hidrogénio, azoto, oxigénio, flúor, etc) e átomos de elementos que ficam na fronteira entre os metais e os não-metais. Deste modo, estas ligações são importantes na formação de inúmero compostos entre os quais se incluem os milhares de compostos orgânicos. Ordem de ligação Ordem de ligação é, de forma simplificada, o número de pares de eletrões partilhados entre dois átomos, numa ligação covalente.

5 Notação de Lewis para algumas moléculas simples homonucleares Di-hidrogénio ( 2 ). Distribuição eletrónica dos átomos de hidrogénio: Assim, a molécula de di-hidrogénio tem: eletrões de valência (1 de cada átomo de hidrogénio); 2 eletrões efetivamente ligantes; 0 eletrões não-ligantes; Existe um par eletrónico partilhados, a ligação chama-se covalente simples e tem ordem de ligação 1. Representação da molécula segundo a notação de Lewis: x ou

6 Notação de Lewis para algumas moléculas simples homonucleares Dioxigénio (O 2 ). Distribuição eletrónica dos átomos de oxigénio: 8 8 O O Assim, a molécula de dioxigénio tem: 12 eletrões de valência (6 de cada átomo de oxigénio); 4 eletrões efetivamente ligantes; 8 eletrões não-ligantes; Existem 2 pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente dupla e tem ordem de ligação 2. Representação da molécula segundo a notação de Lewis: O x O O O x x ou x

7 Notação de Lewis para algumas moléculas simples homonucleares Diazoto (N 2 ). Distribuição eletrónica dos átomos de azoto: 7 7 N N Assim, a molécula de diazoto tem: 10 eletrões de valência (5 de cada átomo de azoto); 6 eletrões efetivamente ligantes; 4 eletrões não-ligantes; Existem 3 pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente tripla e tem ordem de ligação 3. Representação da molécula segundo a notação de Lewis: x x N x N N N x ou

8 Notação de Lewis para algumas moléculas simples poliatómicas As moléculas de água ( 2 O) Cada molécula de água é formada por dois átomos de hidrogénio ( 1 ) e um átomo de oxigénio ( 8 O). A molécula terá 8 eletrões de valência: - 6 eletrões de valência do átomo de oxigénio. - 2 eletrões de valência dos dois átomos de hidrogénio O 2 6 A molécula de água apresenta: Dois pares eletrónicos não ligantes. Em notação de Lewis: O x x ou O Dois pares eletrónicos ligantes (duas ligações covalentes simples O ). Repare-se que o átomo de oxigénio, após a formação da molécula, fica rodeado de oito eletrões, de acordo com a regra do octeto.

9 As moléculas de amoníaco (N 3 ) Cada molécula de amoníaco é formada por três átomos de hidrogénio ( 1 ) e um átomo de azoto ( 7 N). A molécula terá 8 eletrões de valência: - 5 eletrões de valência do átomo de azoto. - 3 eletrões de valência dos três átomos de hidrogénio N 2 5 A molécula de amoníaco apresenta: Um par eletrónico não ligante. N x x x Em notação de Lewis: Três pares eletrónicos ligantes (três ligações covalentes simples N ). ou N Repare-se que o átomo de azoto, após a formação da molécula, fica rodeado de oito eletrões, de acordo com a regra do octeto.

10 As moléculas de metano (C 4 ) Cada molécula de metano é formada por quatro átomos de hidrogénio ( 1 ) e um átomo de carbono ( 6 C). Vejamos a configuração eletrónica do carbono: 6C Em notação de Lewis: A molécula de metano apresenta: A molécula terá 8 eletrões de valência: - 4 eletrões de valência do átomo de carbono. - 4 eletrões de valência dos quatro átomos de hidrogénio. C x x x x Nenhum (zero) par eletrónico não ligantes. Quatro pares eletrónicos ligantes (quatro ligações covalentes simples C ). Repare-se que o átomo de carbono, após a formação da molécula, fica rodeado de oito eletrões, de acordo com a regra do octeto. ou C

11 As moléculas de dióxido de carbono (CO 2 ) Para deduzirmos a estrutura das moléculas de dióxido de carbono adotamos o raciocínio seguido nos casos das moléculas estudadas anteriormente. Consideramos que o átomo de carbono tem quatro eletrões de valência enquanto cada átomo de oxigénio tem seis. 8O 2 6C 2 8O Em notação de Lewis: A molécula terá 16 eletrões de valência: - 4 eletrões de valência do átomo de carbono eletrões de valência dos dois átomos de oxigénio. O C x O x x ou O C O A molécula de dióxido de carbono apresenta: quatro pares eletrónicos não ligantes. Quatro pares eletrónicos ligantes (duas ligações covalentes duplas C=O).

12 Eletronegatividade dos átomos dos elementos químicos Na molécula de hidrogénio ( 2 ), os eletrões partilhados são igualmente atraídos pelos dois núcleos enquanto que na molécula de Cl há uma atração desigual dos eletrões da ligação. A eletronegatividade pode ajudar a interpretar esta diferença de comportamento. A eletronegatividade descreve, em termos relativos, a tendência que um determinado átomo apresenta para atrair, numa molécula particular, os eletrões de uma ligação química em que está envolvido. A escala de Pauling para a eletronegativid ade varia entre o valor 0,7 para o césio e 4,0 para o flúor.

13 Numa ligação covalente entre dois átomos, os eletrões partilhados serão mais fortemente atraídos pelo átomo que apresenta valor mais elevado de eletronegatividade. Exemplos: Ligação apolar Os eletrões são igualmente partilhados pelos dois átomos. A diferença de eletronegatividade dos átomos é nula. Ligação polar Um dos átomos exerce maior atração sobre os eletrões partilhados. Um dos átomos apresenta maior eletronegatividade do que o outro. Ligação predominantemente iónica A diferença de eletronegatividade é tão grande que os átomos tendem a formar iões que se mantêm unidos no composto por forças eletrostáticas. Conclusão: Molécula F 2 F LiF Diferença de eletronegatividade 4,0 4,0 = 0 4,0 2,1 = 1,9 4,0 1,0 = 3,0 Tipo de ligação Covalente apolar Covalente polar Predominantemente iónica A polaridade de uma ligação será tanto maior quanto maior for a diferença de eletronegatividade.

14 Parâmetros da ligação covalente Quando dois átomos se aproximam formando ligações dão origem a uma molécula. Esta ligação permanecerá se esta for mais estável do que os átomos separados. A distância entre os núcleos dos átomos é tal que se verifica um equilíbrio entre as forças de repulsão dos núcleos e as forças de atração entre os eletrões e os mesmos núcleos. Comprimento de ligação distância média de equilíbrio entre os dois núcleos dos átomos de uma molécula. Energia de ligação energia que se liberta na formação de uma ligação química. Energia de dissociação energia necessária para quebrar uma ligação química. É numericamente igual á da respetiva energia de ligação.

15 Correlação comprimento da ligação/energia da ligação. Conclusões: Ligação Comprimento (pm) Energia (kj/mol) C-C C=C C C Molécula Comprimento (pm) Energia (kj/mol) F-F O=O N N O comprimento de uma ligação covalente simples é maior do que o de uma ligação covalente dupla e este que o comprimento de uma ligação tripla, se considerarmos os mesmos átomos envolvidos nestas ligações. 2. Quanto menor for o comprimento de ligação mais forte será essa ligação e quanto mais fortes forem as ligações mais difícil será quebrá-las, logo, a sua energia de ligação será maior.

16 A forma das moléculas: geometria molecular Ângulo de Ligação Todas as moléculas diatómicas são consideradas moléculas lineares planas mas, no caso de moléculas com três ou mais átomos, podem colocar-se as seguintes questões: Qual a forma dessas moléculas? São moléculas planas ou moléculas a três dimensões? Que ângulos formam as diferentes ligações entre si? Para obter as respetivas respostas é necessário estabelecer para as moléculas poliatómicas um terceiro parâmetro de ligação: o ângulo de ligação. Ângulo de ligação é o menor ângulo formado pela interseção das retas que unem o núcleo de um átomo central com os núcleos de dois outros átomos a ele ligados. O valor do ângulo é um valor médio, uma vez que os átomos estão em permanente agitação, tal como acontece na determinação do comprimento de ligação.

17 O valor do ângulo de ligação é, fundamentalmente, determinado por: Raios atómicos do átomo central e dos que lhe estão ligados; Existência ou não de pares de eletrões não ligantes no átomo central; Número desses pares não ligantes. Ligação Molécula Ângulo (⁰ ) O-C-O CO C- C 4 C 3 Cl C 3 Br -O- 2 O 2 S 109,5 110,5 111,2 104,5 92,5 -N- N Ângulos de ligação em algumas moléculas.

18 Geometria molecular A geometria de uma molécula corresponde ao arranjo tridimensional dos seus átomos, resultante da repulsão entre dupletos (pares de eletrões) ligantes e não ligantes e que conferem à molécula a maior estabilidade. Molécula de dióxido de carbono, CO 2 Apenas os átomos de oxigénio possuem pares de eletrões não-ligantes, ou seja, dupletos não compartilhados, enquanto que no átomo central (átomo de carbono) os dupletos são todos ligantes. A maior estabilidade da molécula é obtida quando a repulsão entre os dupletos do átomo central é mínima, ou seja, quando os átomos estão em linha reta. Geometria plana e linear

19 Geometria molecular Molécula de água, 2 O Existem dois dupletos não compartilhados no átomo central, o que implica repulsões adicionais. á então que considerar repulsões entre pares: ligante ligante (R) ligante não-ligante (R ) não-ligante não-ligante (R ) A estabilidade da molécula é máxima e as repulsões são mínimas quando existe uma distribuição dos átomos, nas moléculas, num plano, segundo um ângulo que resulta do equilíbrio entre as repulsões R, R e R. Geometria plana e angular

20 Geometria molecular Molécula de amoníaco, N 3 Existe um dupleto não compartilhado (par não-ligante) no (N). Este facto obriga a que haja uma distribuição simétrica dos átomos de hidrogénio em torno do átomo de azoto, pois há a considerar repulsões entre pares: Ligante ligante (R) Ligante não ligante (R ) A estabilidade da molécula é máxima e as repulsões são mínimas quando existe uma distribuição tridimensional segundo uma pirâmide triangular virtual. O átomo de azoto ocupa o vértice da pirâmide e os átomos de hidrogénio os vértices do triângulo da base. Geometria piramidal trigonal

21 Geometria molecular Molécula de metano, C 4 Não existe qualquer par não-ligante sobre o átomo central (C), pelo que apenas é preciso considerar as repulsões do tipo par ligante/par ligante (R). Assim, há uma distribuição simétrica dos átomos em torno do átomo de carbono em que os ângulos das ligações C sejam todos iguais. Ligante ligante (R) Esta distribuição é possível segundo a figura geométrica virtual de um tetraedro (pirâmide triangular com as faces todas iguais), em que os vértices do tetraedro são ocupados pelos átomos de hidrogénio e o átomo de carbono ocupa o centro da referida figura geométrica. Geometria tetraédrica

22 Ligação química: modelo da ligação iónica Ocorrem entre átomos de elementos metálicos e átomos de elementos não-metálicos. As unidades estruturais das substâncias iónicas são iões. As ligações iónicas ocorrem entre átomos de elementos com tendência para perder eletrões (caso dos metais) e átomos de elementos com tendência para captar eletrões (caso dos não-metais) formando-se iões de sinal contrário, que se atraem. Os iões dispõem-se de forma ordenada formando redes cristalinas iónicas de iões positivos e negativos. Exemplo: cloreto de sódio (NaCl) Física e Química Módulo Q1 3. Ligação química 3.2. Modelo da ligação iónica

23 Ligação química: modelo da ligação metálica Ocorrem entre átomos de elementos metálicos. As ligações metálicas, típicas dos metais, caracterizam-se por um arranjo muito ordenado dos seus átomos. Os eletrões destes átomos têm grande mobilidade, conferindo ao metal uma estrutura de um grande agregado de iões positivos com eletrões livres. De um modo geral os metais são sólidos à temperatura ambiente, a única exceção é a do mercúrio que é líquido à temperatura ambiente. Física e Química Módulo Q1 3. Ligação química 3.3. Modelo da ligação metálica

24 Exercícios 1. Numa molécula de dióxido de carbono, o número total de eletrões ligantes é: A. 2. B. 4. C. 8. D O número máximo de ligações covalentes que um átomo de carbono pode estabelecer é: A. 1. B. 2. C. 3. D Para cada uma das seguintes partículas da coluna da esquerda escreva a respetiva representação de Lewis e associe um dos tipos de ligação indicados na coluna da direita. Partícula Estrutura de Lewis Ligação química A 2 B N 2 C Cl 2 D O 2 1 covalente simples 2 covalente dupla 3 covalente tripla

25 Exercícios 4. Considere a tabela. Composto Ligação C... C Comprimento da ligação (pm) Energia da ligação (kj/mol) Etano C C Eteno C = C Etino C C Indique uma razão para o comprimento da ligação dupla C = C ser inferior ao da ligação simples C C Justifique a seguinte afirmação: A energia da ligação carbono-carbono varia inversamente com o respetivo comprimento de ligação. 5. Associe a cada uma das moléculas da coluna I uma ou mais propriedades da coluna II. Coluna I A B 3 B O 2 C 2 O D N 3 E CBr 4 Coluna II 1 Geometria linear plana 2 Geometria triangular plana 3 Geometria piramidal trigonal 4 Geometria angular plana 5 Geometria tetraédrica

26 Exercícios Resolução 1. C. 2. D. 3. A 2 1 covalente simples B N 2 C Cl 2 D O 2 N N Cl Cl O O 3 covalente tripla 1 covalente simples 2 covalente dupla A ligação C = C tem um maior número de eletrões ligantes, logo a ligação é mais forte e como tal os núcleos estão mais próximos À medida que o comprimento de ligação diminui a energia da ligação aumenta. 5. A 2; B 1; C 4; D 3; E 5.

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