Ligações Químicas. Profª Drª Cristiane de Abreu Dias

Transcrição

1 Ligações Químicas Profª Drª Cristiane de Abreu Dias

2 Quais São as Ideias Importantes? A ideia central deste assunto é que os átomos ligam-se uns aos outros se energia é liberada no processo. O abaixamento de energia é devido às interações atrativas entre cargas de sinais opostos, no caso dos íons, ou núcleos e elétrons dos pares partilhados. As configurações eletrônicas dos átomos controlam sua combinação com outros átomos.

3 Por que Precisamos Estudar Este Assunto? A existência de compostos é o ponto central da ciência da química e, por isso, este assunto é o mais fundamental dessa ciência. Além disso, ao ver como as ligações se formam, podemos entender como os químicos projetam novos materiais. Sangue artificial, novos fármacos, produtos químicos para a agricultura e os polímeros usados para fazer artefatos, como discos compactos, telefones celulares e fibras sintéticas, tornam-se possíveis porque os químicos entendem como os átomos se ligam para formar moléculas.

4 Ligações Iônicas Uma Ligação Iônica: é consequência da atração eletrostática entre íons com cargas opostas.

5 A Formação das Ligações Iônicas

6 Etapas da Formação de um Sólido Iônico: NaCl 1. Os átomos de sódio liberam elétrons. 2. Os elétrons liberados pelo sódio se ligam aos átomos de cloro. 3. Os íons resultantes agrupam-se como um cristal.

7 Energias Envolvidas na Formação de um Sólido Composto de Íons Na + e Cl - Energia considerável é necessária para produzir cátions e ânions a partir de átomos neutros: a energia de ionização dos átomos de metal que deve ser fornecida é parcialmente recuperada pela afinidade eletrônica dos átomos dos não-metais. O abaixamento de energia global que leva à formação do sólido iônico deve-se à forte atração entre os cátions e ânions que ocorre no estado sólido.

8 A energia necessária para a formação de ligações iônicas é fornecida, em sua maior parte, pela atração coulômbica entre íons de cargas opostas. O modelo iônico é uma boa descrição da ligação entre não-metais e metais, particularmente no caso dos metais do bloco s.

9 Sólidos Iônicos: Arranjo quase Infinito de Cátions e Ânions Empacotados

10 Por que os Sólidos Iônicos são Quebradiços?

11 Os íons empilham-se em estruturas cristalinas regulares. Os sólidos iônicos têm tipicamente, altos pontos de fusão e de ebulição e são quebradiços. A interação coulômbica entre os íons em um sólido é grande quando os íons são pequenos e tem carga alta.

12 Configurações Eletrônicas dos Gases Nobres

13 Configurações Eletrônicas dos Ânions Quando átomos de não-metais adquirem elétrons para formar ânions, eles o fazem até que seja atingida a configuração eletrônica do gás nobre seguinte.

14 Para predizer a configuração eletrônica de um ânion monoatômico, adicione elétrons até atingir a configuração do próximo gás nobre.

15 Configurações Eletrônicas dos Cátions Quando um átomo de um metal de um grupo principal forma um cátion, ele perde seus elétrons de valência s e p e adquire a configuração eletrônica do átomo de gás nobre que o precede.

16 Para predizer a configuração eletrônica de um cátion monoatômico, remova os elétrons mais externos, na ordem np, ns e (n-1)d.

17 Nas ligações químicas a transferência de elétrons resulta na formação de um octeto de elétrons na camada de valência de cada átomo: os metais adquirem um octeto (ou dublete) pela perda de elétrons, e os não-metais pelo ganho de elétrons.

18 Exercício

19 Símbolos de Lewis dos Átomos N (Z= 7) 1s 2 2s 2 2p 3

20 As estruturas de Lewis dos compostos formados por íons monoatômicos dos elementos dos grupos principais podem ser preditas supondo que os cátions perdem todos os seus elétrons de valência e que os ânions incorporam todos esses elétrons em sua camada de valência, de modo que cada íon passa a ter um octeto de elétrons ou um dublete, no caso de H, Li e Be. Os átomos de muitos metais dos blocos d e p podem apresentar valência variável.

21 Exercício

22 Elementos não-metálicos Espécies Diatômicas Espécies Poliatômicas

23 Natureza da Ligação Covalente Ligação Covalente: é um par de elétrons compartilhados por dois átomos. Par de elétrons compartilhado

24 Formação das Ligações Covalentes Regra do Octeto: na formação de uma ligação covalente, os átomos tendem a completar seus octetos (ou dublete) pelo compartilhamento de elétrons. Valência de um Átomo: é igual ao número de ligações que ele pode formar.

25 Classificação das Ligações Covalentes Ligação Simples Ligação Dupla Ligação Tripla Ordem da Ligação: é o número de ligações que une um par específico de átomos.

26 Estruturas de Lewis de Espécies Diatômicas Pares Isolados de Elétrons: pares de elétrons de valência que não participam diretamente das ligações. Estrutura de Lewis de uma Molécula: representa os átomos por seus símbolos químicos, as ligações covalentes por linhas e os pares isolados por pares de pontos.

27 Exercícios:

28 Estruturas de Lewis de Espécies Poliatômicas Metano, CH 4

29 Classificação dos Átomos numa Estrutura de Lewis de Espécie Poliatômica Átomo terminal : liga-se a somente um átomo. Átomo Central : é um átomo que se liga a pelo menos dois outros.

30 Regras para Predizer a Estrutura de uma Molécula 1. Arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central. Exceção: N 2 O 2. Em fórmulas químicas simples, o átomo central é frequentemente escrito primeiro. Exceção: H 2 O e H 2 S 3. Se o composto é um oxoácido, os átomos de hidrogênio ácidos ligam-se aos átomos de oxigênio, que por sua vez, ligam-se ao átomo central.

31 Estruturas de Lewis de Íons Poliatômicos Sulfato de amônio, (NH 4 ) 2 SO 4

32 COMO ESCREVER AS ESTRUTURAS DE LEWIS DE ESPÉCIES POLIATÔMICAS BASE CONCEITUAL Procuramos maneiras de usar todos os elétrons de valência para completar os octetos (ou dubletes).

33 Exercício: Escrever a estrutura de Lewis de uma molécula ou íon

34 Exercício: Escrever a estrutura de Lewis de moléculas com mais de um átomo central

35 Moléculas constituídas por mais de uma estrutura de Lewis Ressonância: é uma fusão de estruturas que tem o mesmo arranjo de átomos e arranjos diferentes de elétrons. Distância N=O típica: 120 pm Distância N-O típica: 140 pm Distância Experimental das Ligações no Íon Nitrato: 124 pm

36 Íon Nitrato, NO 3- : Híbrido de Ressonância Elétrons deslocalizados: são elétrons que podem ocupar posições diferentes nas estruturas de ressonância. A molécula não oscila entre as três estruturas de Lewis diferentes!!!

37 O Benzeno tem apenas uma única Estrutura de Lewis?

38 Evidências Experimentais do Benzeno Reatividade O benzeno não sofre as reações típicas de compostos com ligações duplas.

39 Evidências Experimentais do Benzeno Comprimento das Ligações Distância C-C típica: 154 pm Distância C=C típica: 134 pm Distância Experimental das Ligações no Benzeno: 139 pm Todas as ligações carbono-carbono têm o mesmo comprimento.

40 Evidências Experimentais do Benzeno Evidência Estrutural Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos adjacentes.

41 Benzeno: Híbrido de Ressonância A ressonância distribui o caráter de ligação múltipla sobre uma molécula e diminui sua energia.

42 A ressonância é uma fusão de estruturas que têm o mesmo arranjo de átomos e arranjos diferentes de elétrons. Ela distribui o caráter de ligação múltipla sobre uma molécula e diminui sua energia.

43 Exercício: Escrever uma estrutura de ressonância

44 Como decidir que estruturas de Lewis contribuem mais efetivamente para o híbrido de ressonância? Carga Formal: é a carga que um átomo teria se as ligações fossem perfeitamente covalentes e o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons compartilhados das ligações. Quanto menor o valor da carga formal, maior é a contribuição da estrutura para o híbrido de ressonância.

45 Como Predizer o Arranjo mais Favorável dos Átomos em uma Molécula? Uma estrutura de Lewis representa, tipicamente, o arranjo de menor energia dos átomos e elétrons quando a carga formal de cada átomo está mais próxima de zero.

46 COMO ASSINALAR CARGAS FORMAIS BASE CONCEITUAL Para assinalar uma carga formal, determinamos o número de elétrons de valência que pertencem a um átomo da molécula e comparamos o resultado com o de um átomo livre. Um átomo possui um elétron de cada par das ligações que forma e todos os seus pares de elétrons isolados.

47 A carga formal dá uma indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons por um átomo no processo da formação da ligação covalente. As estruturas com as menores cargas formais são as que têm provavelmente as menores energias.

48 Exercício: Verificar se uma estrutura é razoável

49 Exceções da Regra do Octeto Radicais: Birradicais:

50 Camadas de Valência Expandidas Os elétrons da camada de valência expandida podem estar como pares isolados ou podem ser usados pelo átomo central para formar ligações.

51 Quais Elementos podem ter Octeto Expandido? Somente os não-metais do período 3 ou acima podem ter octetos expandidos, devido: 1. Presença de orbitais d vazios na camada de valência. 2. Ter tamanho grande. Composto Hipervalente:

52 Covalência Variável

53 Exercício: escrever uma estrutura de Lewis com camada de valência expandida

54 Exercício: Selecionar a estrutura de ressonância mais favorável de uma molécula

55 Estruturas Incomuns de alguns Compostos do Grupo 13/III

56 Ligações Iônicas versus Ligações Covalentes A maior parte das ligações reais tem caráter duplo: parte iônica, parte covalente. Todas as ligações podem ser vistas como híbrido de ressonância de estruturas puramente covalentes ou iônicas.

57 Correção do Modelo Covalente: Eletronegatividade

58 Variação da Eletronegatividade dos Elementos dos Grupos Principais

59 Análise de uma Molécula Diatômica Homonuclear Ligação Covalente Não-Polar:

60 Análise de uma Molécula Diatômica Heteronuclear Cargas Parciais Dipolo elétrico Ligação Covalente Polar:

61 Como Predizer o Tipo de Ligação Predominante? Não existe uma linha divisória clara entre as ligações covalentes e iônicas.

62 Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade

63 Como Determinar a Forma das Moléculas? Modelo VSEPR (vesper ): Modelo da Repulsão dos pares de elétrons camada de valência. da

64 Primeira Regra do Modelo VSEPR: Regiões de alta concentração de elétrons ocupam posições que as afastam o máximo possível.

65 Segunda Regra do Modelo VSEPR: Todas as ligações se repelem da mesma maneira, independente de serem simples, duplas ou triplas.

66 Terceira Regra do Modelo VSEPR: A ligação em torno de um átomo central não depende do número de átomos centrais da moléculas.

67 Quarta Regra do Modelo VSEPR: Os pares de elétrons isolados contribuem para a forma da molécula, embora eles não sejam incluídos na descrição da forma molecular.

68 Quinta Regra do Modelo VSEPR: Os pares de elétrons isolados exercem uma repulsão maior do que os pares de elétrons de ligação e tendem a comprimir o ângulo de ligação.

69 Fórmula VSEPR geral: AX n E m A= representa um átomo central X= representa um átomo ligado E= representa um par isolado As moléculas que têm a mesma fórmula VSEPR tem essencialmente a mesma forma.

70 AX 2 : Linear

71 AX 2 E: Angular Para determinar a forma de uma molécula consideramos apenas as posições dos átomos.

72 AX 2 E 2 : Angular

73 AX 2 E 3 : Linear

74 AX 3 : Trigonal Planar

75 AX 3 E: Pirâmide Trigonal

76 AX 3 E 2 : Em T

77 AX 4: Tetraédrica

78 AX 4 E: Gangorra

79 AX 4 E 2 : Quadrado Planar

80 AX 5 : Bipirâmide Trigonal

81 AX 5 E: Pirâmide Quadrada

82 AX 6 : Octaédrica

83 Fórmula VSEPR AX 2 AX 2 E AX 2 E 2 AX 2 E 3 AX 3 AX 3 E AX 3 E 2 AX 4 AX 4 E AX 4 E 2 AX 5 AX 5 E AX 6 Forma Linear Angular Angular Linear Trigonal planar Pirâmide trigonal Em T Tetraédrica Gangorra Quadrado planar Bipirâmide trigonal Pirâmide quadrada Octaédrica

84 Exercício: Predição da forma de uma molécula que não têm pares isolados no átomo central.

85 Exercício: Predição da forma de uma molécula com pares isolados