Ligações químicas e VSEPR

Transcrição

1 BIK0102: ESTRUTURA DA MATÉRIA Crédito: Sprace Ligações químicas e VSEPR Professor Hugo Barbosa Suffredini hugo.suffredini@ufabc.edu.br Site:

2 Ligações Químicas IÔNICA CVALENTE METÁLICA 2

3 Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto Ligação química: é a força que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.

4 Ligações Iônicas Conceitos importantes: 1. Energia de Ionização 2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica) 3. Interações eletrostáticas 4

5 Ligações Iônicas Interações eletrostáticas Interação entre cargas força coulômbica Repulsão Atração r 5

6 Ligações Iônicas Interações eletrostáticas No caso de ligações iônicas, ocorre a interação entre íons: Cátion = carga positiva Ânion = carga negativa Par iônico r 6

7 Ligações Iônicas Energias envolvidas na formação da ligação iônica A energia de rede aumenta à medida que: As cargas nos íons aumentam A distância entre os íons diminui E l =κ Q 1 Q 2 d

8 Ligações Químicas IÔNICA CVALENTE METÁLICA 8

9 Formação de Compostos Moleculares H Cl molécula de HCl ligação covalente: " fusão" da nuvens eletrônicas dos dois átomos nuvem eletrônica H Cl HCl

10 Modelos para ligação covalente Modelo 1: Lewis Representação de Lewis Da aula passada Elétrons de valência (elétrons localizados na camada mais externa do átomo) são representados como pontos ao redor do símbolo atômico. Qual a representação de Lewis para: 1 H, 2 He, 9 F? 10

11 Modelos para ligação covalente Modelo 1: Lewis Da aula passada Símbolos de Lewis

12 Modelos para ligação covalente Modelo 1: Lewis Da aula passada A regra do octeto Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de moléculas propondo a regra do octeto Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s 2 p 6. A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

13 Modelos para ligação covalente Modelo 1: Lewis As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Cl + Cl Cl Cl Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha: Cl Cl H F H H H N H Nos casos mais simples, a regra do octeto é seguida. Cuidado: há inúmeras exceções à regra do octeto. H 13 H H C H H

14 Ligações Covalentes Coordenadas : 14

15 Ligações Múltiplas É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): Um par de elétrons compartilhado: ligação simples (H 2 ); Dois pares de elétrons compartilhados: ligação dupla ( 2 ); Três pares de elétrons compartilhados: ligação tripla (N 2 ). H H N N Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 15

16 Comprimentos de Ligação 16

17 Energias de Ligação 17

18 Compostos Iônicos e Covalentes xalato de cálcio: Ânion orgânico 2 Ca 2+ 18

19 Compostos Iônicos e Covalentes H N H N C S N - H H N H S 2- P 3- S 2- Cl 19 -

20 Ions poliatômicos Comuns 20

21 Ressonância Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis. híbridos de ressonância A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da molécula e contribui para a distribuição da ligação sobre toda a molécula. 21

22 Evidências Experimentais da Ressonância Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno, C 6 H 6, não explica todas as evidências experimentais: - Reatividade: benzeno não sofre as reações típicas de compostos com ligações duplas. - Comprimento de ligação: Todas as ligações carbonocarbono têm o mesmo comprimento. - Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos adjacentes. 22

23 Comprimentos de Ligação 23

24 Exceções à Regra do cteto Existem três classes de exceções à regra do octeto: moléculas com número ímpar de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. 24

25 Exceções à Regra do cteto: Radicais As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são chamadas de radicais. Eles são, em geral, muito reativos. CH 3 25

26 Exceções à Regra do cteto: cteto Expandido Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de elétrons ao redor de um átomo, são denominadas hipervalentes. Para ter octeto expandido, o átomo deve possuir orbitais d vazios na camada de valência e ter grande raio atômico. PCl 3(l) + Cl 2(g) PCl 5(s) 26

27 Exceções à Regra do cteto: cteto Expandido 27

28 INTERAÇÕES INTERMLECULARES s (diferentes!!) LIGAÇÕES QUÍMICAS Interações Intermoleculares são Diferentes de Ligações Químicas!

29 Pág. 29 Interações Intermoleculares A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força intramolecular. A atração entre moléculas é uma força intermolecular. As interações intermoleculares são muito mais fracas do que as intramoleculares (por exemplo, 16 kj mol -1 versus 431 kj mol -1 para o HCl).

30 Interações Intermoleculares Transformações Químícas!! A ligação que mantém os átomos de uma molécula unidos é uma força intramolecular. Transformações Físicas!! A atração entre moléculas é uma força intermolecular. Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças intermoleculares são quebradas. Pág. 30

31 Forças Íon-Dipolo cloreto de sódio (NaCl) Na + Cl - composto iônico SLVATAÇÃ (HIDRATAÇÃ) água (H 2 ) H H molécula polar solução aquosa de cloreto de sódio Pág. 31

32 Forças Dipolo-Dipolo Pág. 32

33 Ligação de Hidrogênio ou Ponte de Hidrogênio Pág. 33

34 Pág. 34 Interações Dipolo Permanente Dipolo Induzido + - HCl dipolo Ar não há dipolo HCl Quando se aproximam: o dipolo permanente da molécula de HCl induz a formação de dipolo num átomo de argônio próximo. Ar

35 Pág. 35 Forças de Dispersão de London Cl Cl Br Br I I Cl (17 elétrons) Br (35 elétrons) I (53 elétrons) Intensidade das forças de London aumenta com o aumento da polarizabilidade das moléculas. Polarizabilibidade aumenta conforme o número de elétrons aumenta (nuvem eletrônica maior é mais "deformável").

36 Pág. 36 Intensidade das Forças de London C5 C15 C18

37 Intensidade das Forças de London As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são menores do que entre moléculas alongadas. Pág. 37

38 Competição entre Forças Intermoleculares e Solubilidade Pág. 38 Interações intermolecuares: H 2 água água: ligações de hidrogênio iodo iodo: dispersões de London água iodo: dipolo permanente-dipolo induzido I 2 Iodo não é solúvel em água porque as interações água-água e iodo-iodo são mais fortes que as interações água-iodo.

39 Modelos para ligação covalente Modelo 2: VSEPR Forma Espacial das Moléculas Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume a geometria 3D que minimize essa repulsão. Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV) ou VSEPR (do inglês Valence Shell Electron Pair Repulsion). 39

40 Formas Espaciais de Moléculas 40

41 Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR s pares de elétrons isolados do átomo central de uma molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e devem ser considerados na identificação da forma molecular. 41

42 Efeito dos Pares Isolados de Elétrons no Modelo VSEPR ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o : H H C H N H109.5 H H H 107 H H (tetraédrica) (piramidal) (angular) Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de elétrons não-ligantes aumenta. 42

43 Efeito de Ligações Múltiplas no Modelo VSEPR Cl o C Cl o (trigonal planar) 43

44 Formas Espaciais de Moléculas (bipirâmide trigonal) (octaédrica) 44

45 Para moléculas maiores... 45

46 Para moléculas maiores... H C 2 H 4 2 H H H Tetraédico Trigonal plano Angular 46

47 Mais Formas Espaciais de Moléculas... 47

48 Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons Moléculas com pares de elétrons isolados no átomo central: Fórmula Geral: AX n E m onde: A = átomo central; X = átomo ligado; E = par isolado. s pares de elétrons isolados do átomo central de uma molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e devem ser considerados na identificação da forma molecular. 48

49 Estruturas de Moléculas com Pares Isolados de Elétrons Fórmula Geral: AX 4 E Geometria gangorra é mais estável. Exemplo: SF 4 49