1.3. Ligações Químicas em Moléculas Orgânicas (Bibliografia principal: Brown, 2nd)

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1 1.3. Ligações Químicas em Moléculas rgânicas (Bibliografia principal: Brown, 2nd) Estrutura Eletrônica dos Átomos A Regra do cteto Ligações Iônicas Ligações ovalentes Estruturas de Lewis arga Formal Ângulos de Ligação e as Formas das Moléculas Moléculas Polares e Moléculas Não Polares Ressonância Ligações ovalentes: rbitais íbridos 1.3. Ligações Químicas em Moléculas rgânicas Estrutura Eletrônica dos Átomos ada camada: 2n 2 elétrons, onde n= n da camada Distribuição de Elétrons em amadas: amada Número Máximo de Elétrons na amada Energia Relativa maior menor 1

2 amadas estão divididas em Subcamadas: s, p, d e f Dentro das subcamadas, os elétrons estão agrupados em orbitais. rbital é uma região do espaço onde um elétron ou par de elétrons fica 90-95% do tempo. Distribuição dos rbitais dentro das amadas: amada rbitais ontidos na amada 3s, 3p x, 3p y, 3p z, + 5 orbitais 3d 2s, 2p x, 2p y, 2p z 1s rbital 1s: rbitais p: onfiguração Eletrônica dos Átomos no Estado Fundamental Regras para determinar a configuração eletrônica dos átomos: i) Menor para maior energia ii) 2 elétrons por orbital iii) Para orbitais de energia equivalente: 1 elétron por orbital, depois o segundo Exemplo: (n o atômico: 1): 1s 1 2

3 onfiguração Eletrônica dos Átomos no Estado Fundamental (n o atômico: 6): 1s 2 2s 2 2p x1 2p y 1 N (n o atômico: 7): 1s 2 2s 2 2p x1 2p y 1 2p z 1 Elétrons de valência: a) elétrons envolvidos na formação das ligações químicas e nas reações químicas. b) elétrons da camada mais externa. Quantos elétrons de valência em um átomo de? e em um de N? A Regra do cteto Átomos sem a configuração de um gás nobre geralmente reagem para produzir tal configuração. Isto pode ocorrer através de uma ligação iônica ou ligação covalente Ligações Iônicas i) Esta baseada na atração eletrostática de dois íons com cargas opostas. ii) iii) iv) Formada pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro para criar íons. corre com átomos de eletronegatividade diferente. É a mesma em todas as direções. Não tem orientação preferencial no espaço. 3

4 Ligações Iônicas Exemplo de reação em que ocorre a formação de uma ligação iônica: Na + F Na + F - Algumas aracterísticas das Substâncias Iônicas: normalmente sólidos com ponto de fusão elevado em solventes polares, os íons são solvatados e tais soluções conduzem corrente elétrica. Ligações Iônicas: Estrutura de omposto Iônico A atração eletrostática entre os íons positivos e negativos no Kl cristalino (e em outros compostos iônicos) é a força estabilizante que mantém os íons juntos no cristal. 4

5 Ligações ovalentes Átomos de eletronegatividade iguais ou similares. Uma ligação que resulta quando os átomos compartilham elétrons Alcançam a configuração de gás nobre compartilhando elétrons. Exemplo: + omprimento de Ligação: distância entre os núcleos que participam em uma ligação covalente. Exemplo: 0,74 Å Ligações Iônicas, ovalentes Polares e ovalentes Não Polares omo estimar o grau de caráter iônico ou covalente de uma ligação química? lassificação das Ligações Químicas Diferença de Eletronegatividade Entre os Átomos Ligados menor do 0,5 Tipo de Ligação covalente não polar 0,5 a 1,9 covalente polar maior do que 1,9 iônica Em ligações covalentes polares: átomo mais eletronegativo: δ - átomos menos eletronegativo: δ + Exemplo: ligação : 3,5 2,5 = 1,0 δ + δ - covalente polar Em uma ligação covalente polar os elétrons não são compartilhados igualmente. A tendência de um átomo atrair elétrons para ele mesmo em uma ligação covalente é indicada por sua eletronegatividade. 5

6 Ligação : ovalente Polar ou não Polar? Ligação l: ovalente Polar ou não Polar? Recordando... Eletronegatividade: mede a habilidade de um átomo em atrair elétrons Estruturas de Lewis omo Escrever Estruturas de Lewis: 1) Determinar o número de elétrons de valência da molécula ou do íon. Se a estrutura é um íon, adicionamos ou subtraímos elétrons para fornecer a carga apropriada. 2) Determinar o arranjo dos átomos na molécula ou íon 3) onectar os átomos com ligações simples 4) Arranjar os elétrons que sobraram em pares completando a camada mais externa. Para : 2 elétrons. Para, e N: 8 elétrons. Exemplos: 1) Estrutura de Lewis do íon lorato (l - 3 ). Todos os ligados ao l. a) alcular o número de elétrons de valência: l: 7 e - de valência : 6 e - de valência carga do íon: 1 e - de valência Total: 7 + 3(6) + 1 = 26 e - b) Estrutura de Lewis contendo os elétrons: l l 6

7 2) Estrutura de Lewis do 3 F: Estruturas de Lewis Em alguns casos, podem ser usadas ligações múltiplas para dar ao átomo a configuração de gás nobre. Exemplos: Eteno ( 2 4 ): Etino ( 2 2 ): Lembrar que SEMPRE é preciso saber como os átomos estão conectados entre si para poder escrever as estruturas de Lewis. Por exemplo: A estrutura do ácido nítrico é N e não N Exceções à Regra do cteto Elementos do segundo período da tabela periódica podem ter um máximo de quatro ligações: possuem somente orbitais 2s e 2p Regra do octeto é válida para os elementos acima. Exceções: alguns compostos de berílio e de boro. Exemplo: F Boro: 6 elétrons de valência B F F Elementos do terceiro período, e além desse, têm orbitais d que podem ser usados para ligação. Assim eles podem formar mais que quatro ligações covalentes. Exemplos: Pl 5 : SF 6 : l F F l F P l S l F l F F Fósforo: 10 elétrons Enxofre: 12 elétrons 7

8 arga Formal arga Formal: carga de um átomo em um íon ou molécula poliatômica. Determinação da carga formal: 1) Escrever a estrutura de Lewis 2) Para cada átomo verificar: arga Formal = n de elétrons de valência no átomo neutro não ligado - elétrons não metade dos elétrons + compartilhados compartilhados Exemplo: b Íon bicarbonato: a c Íon hidrônio: elétrons de valência: 4 + 3(6) = 24 elétrons carga formal: carbono: 4 - (0 + 4) = 0 oxigênios: a) 6 - (4 + 2) = 0 b) 6 - (4 + 2) = 0 c) 6 - (6 + 1) = Modos de Previsão da Forma de Moléculas Teoria de Repulsão dos Pares de Elétrons na amada de Valência (RPEV): Inglês: Valence-shell electron-pair repulsion (VSEPR) omo aplicar a RPEV: a) Moléculas ou íons nas quais o átomo central é ligado de modo covalente a dois ou mais átomos. b) onsiderar todos os pares de elétrons: compartilhados (ou ligantes) e não compartilhados (não ligantes). c) Pares de elétrons da camada de valência tendem a ficar o mais longe possível uns dos outros. ristalografia de Raio-X: i) Inventada em ii) Raio-X são difratados dos átomos de um cristal em um padrão preciso, o qual pode ser traduzido para a estrutura molecular. 8

9 Para Quatro Regiões de Densidade Eletrônica: Ângulo = 109,5 Metano: Amônia: Água: par de elétrons não compartilhado no nitrogênio (ou no oxigênio) repele os pares de elétrons adjacentes mais fortemente do que os pares ligantes repelem cada um. Para Três Regiões de Densidade Eletrônica: Ângulo = 120 9

10 Para Duas Regiões de Densidade Eletrônica: Ângulo = 180 Teoria de Repulsão dos Pares de Elétrons na amada de Valência (RPEV) 4 regiões com elétrons - (tetraédrico, ) 3 regiões com elétrons - (trigonal planar, 120 ) angular N Pirâmide trigonal tetraedro 2 regiões com elétrons - (linear, 180 ) 10

11 Moléculas Polares e Não Polares i) Moléculas Diatômicas Se os átomos envolvidos são diferentes teremos um momento dipolar. Exemplo: -l A direção da polaridade de uma ligação polar pode ser simbolizada pela quantidade vetorial A extremidade cortada da seta é o pólo positivo e a cabeça da seta é o pólo negativo: positivo negativo ii) Moléculas Poliatômicas É possível prever a polaridade de moléculas poliatômicas com base na polaridade da ligação e na geometria da molécula. Molécula polar: i) Tem ligações polares ii) centro da carga positiva está em um local diferente na molécula do que o da carga negativa. Exemplos: 11

12 Tetracloreto de arbono: Moléculas Poliatômicas lorometano: Importante: A polaridade da ligação pode fornecer informações importantes sobre a reatividade química: Ressonância Para muitas moléculas e íons, uma única estrutura de Lewis não fornece uma boa representação da molécula. Exemplo: Íon arbonato, 2-3 Dado experimental: as três ligações -0 são idênticas! Estruturas de Lewis para o Íon arbonato: Teoria de Ressonância: Muitas moléculas e íons são melhores descritos escrevendo 2 ou mais estruturas de Lewis e considerando a molécula ou íons reais como sendo uma combinação destas estruturas. omo não existe uma maneira de descrever a molécula como uma única estrutura real, temos que descreve-lo como o híbrido de duas estruturas fictícias. 12

13 Termos Importantes: i) ada estrutura de Lewis individual é chamada de estrutura contribuinte. ii) A molécula ou íon real é um híbrido de ressonância das várias estruturas contribuintes. Estruturas de Ressonância do Íon arbonato: Importante: a) s pares de elétrons e ligações NÃ mudam constantemente de posição ao longo do tempo! b) APENAS os elétrons de valência são redistribuídos ao mudar de uma estrutura contribuinte para outra. Alguns Exemplos de Íons onde a Ressonância é importante: Um Íon Enolato: Nitrometano: 13

14 Algumas Regras para Escrever Estruturas ontribuintes: 1) Todas as estruturas contribuintes devem ter o mesmo número de elétrons de valência. 2) Todas as estruturas contribuintes devem seguir as regras das ligações covalentes: para elementos do 2 0 período (,, etc): até 8 para elementos do 3 0 período (S, P, etc): até 12 3) Posição dos núcleos não muda: as estruturas contribuintes diferem apenas na distribuição dos elétrons de valência. s pares abaixo representam estruturas de ressonância? a) b) Ligações ovalentes: rbitais íbridos Um modelo mais avançado que explica melhor a relação entre a estrutura molecular e a reatividade química. Formação de uma ligação covalente pela sobreposição de orbitais atômicos: rbital Atômico: região no espaço com maior probabilidade de encontrar o elétron. Ligação covalente: formada quando uma porção de um orbital atômico de um átomo se sobrepõe a uma parte de um orbital atômico de outro átomo. Ligação σ: a) Uma ligação sigma (σ) é uma ligação covalente em que a sobreposição dos orbitais de uma ligação ocorre ao longo do eixo dos dois núcleos. b) De modo geral, os esqueletos das moléculas orgânicas são formados de átomos unidos por ligações sigma. 14

15 Molécula de idrogênio ( 2 ) i) Ligação química é um processo energeticamente favorável. ii) Ao combinarmos n orbitais atômicos, chegamos em n orbitais moleculares. ibridização de rbitais Atômicos Para os elementos do segundo período: Dois fatos Importantes: i) s orbitais 2p x, 2p y, 2p z estão orientados em ângulos de 90. ii) Dado experimental: raramente são encontrados ângulos de 90 em moléculas orgânicas. Exemplos: Assim, um novo modelo foi proposto: i) rbitais atômicos se combinam para formar novos orbitais, chamados orbitais híbridos. ii) Para os elementos do 2 0 período: três tipos de orbitais híbridos: sp 3, sp 2 e sp. 15

16 rbitais íbridos sp 3 : ângulos de ligação de aproximadamente rbitais sp 3 : i) Formação: combinação de um orbital atômico s e de três orbitais atômicos p formam quatro orbitais sp 3. ii) s quatro orbitais sp 3 têm energia equivalente. rbitais íbridos sp 3 Exemplo 1 Metano: 16

17 Exemplo 2 Amônia: rbitais íbridos sp 3 rbitais sp 2 : rbitais íbridos sp 2 : ângulos de ligação de aproximadamente i) Formação: combinação de um orbital atômico s e de dois orbitais atômicos p formam três orbitais sp 2. ii) s três orbitais sp 2 têm energia equivalente. 17

18 Exemplo 1 Etileno: rbitais íbridos sp 2 rbitais híbridos sp 2 são usados na formação de ligações duplas Exemplo: etileno Duas ligações carbono carbono: uma ligação σ (sp 2 -sp 2 ) uma ligação π (p p) Ligação π: a) ligação π é uma ligação covalente formada pela sobreposição de orbitais paralelos p. b) A ligação π é mais fraca do que a ligação σ. 18

19 rbitais sp: rbitais íbridos sp: ângulos de ligação de aproximadamente i) Formação: combinação de um orbital atômico s e de um orbital atômico p formam dois orbitais sp. ii) s dois orbitais sp têm energia equivalente. rbitais híbridos sp são usados na formação de ligações triplas Exemplo: etino (nome comum: acetileno) Três ligações carbono carbono: uma ligação σ (sp - sp) duas ligações π (p p) 19

20 Ligações ovalentes no arbono ibridização Tipos de Ligações ao arbono Exemplos Nome sp 3 4 ligações sigma Etano sp 2 3 ligações sigma e uma pi Etileno sp 2 ligações sigma e 2 pi Acetileno Existe uma forte correlação entre hibridização e geometria molecular. 20