Ligações Químicas. Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI.

Transcrição

1 Ligações Químicas Profª. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs DAQBI

2 2. Ligações Covalentes

3 LIGAÇÕES COVALENTES No caso das moléculas diatômicas como O 2, N 2, F 2 e H 2 não ocorre doação ou recepção de elétrons. Neste caso, os dois átomos competem igualmente pelos elétrons. A química quântica mostra que a distribuição da função de onda destes elétrons implica na probabilidade igual de se encontrar o elétron tanto em um átomo quanto no outro. Deste modo, os elétrons são compartilhados pelos dois átomos

4 LIGAÇÕES COVALENTES Neste modelo de ligação química dois átomos têm a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados entre os dois átomos. O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre não metais, ou entre um não metal e um semimetal, ou seja átomos que necessitam receber elétrons.

5 LIGAÇÕES COVALENTES

6 LIGAÇÕES COVALENTES Dois átomos iguais se unem para compartilhar seus elétrons de valência porque a matéria formada apresenta, geralmente, maior potencial de ionização e menor afinidade eletrônica, ou seja, torna-se mais estável em relação a tendência dos elétrons de escaparem do sistema. Em termos da termodinâmica, o potencial de ionização e a afinidade eletrônica estão relacionados ao potencial químico e à dureza do sistema.

7 LIGAÇÕES COVALENTES A chamada REGRA DO OCTETO surge do fato de que quando os átomos doam, recebem ou compartilham elétrons estes passam a apresentar configuração eletrônica semelhante a dos gases nobres Eles tornam-se mais estáveis em relação a tendência dos elétrons de escaparem do sistema, ou seja, o sistema como um todo torna-se mais estável

8 LIGAÇÕES COVALENTES Como podemos compreender a formação de ligação química do ponto de vista da química quântica? Como ficam os orbitais atômicos? Para respondermos as questões, precisamos compreender que um sistema de muitos elétrons, seja um átomo ou um arranjo deles (moléculas), é sempre descrito a partir da solução da Equação de Schrödinger. Esta equação pode ser resolvida por pelo menos dois métodos bem populares entre os químicos: a TLV (Teoria de Ligação de Valência) ou a TOM (Teoria dos Orbitais Moleculares)

9 TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV) Foi a primeira teoria mecânico-quântica de ligação a ser desenvolvida, e pode ser considerada uma maneira de expressar os conceitos de Lewis em termos de função de onda (ψ). Foi desenvolvida em 1927 por Heitler e London Interpretação da Teoria de Lewis sob o ponto de vista da mecânica quântica

10 TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV) Sobreposição de dois orbitais atômicos semipreenchidos

11 TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV) A SOBREPOSIÇÃO ORBITAL Segundo a TLV, existem duas formas de interação (sobreposição) entre os orbitais atômicos para a formação da ligação covalente: 1. Sobreposição sobre o eixo que une os átomos na ligação LIGAÇÃO SIGMA ( ). 2. Sobreposição acima e abaixo do eixo que une os átomos na ligação LIGAÇÃO PI ( ).

12 LIGAÇÃO SIGMA ( ) Ligação s-s

13 Ligação p-p Esta ligação ocorre entre átomos que apresentam pelo menos um orbital p incompleto.

14 Formação da Ligação para HF:

15

16 LIGAÇÕES DUPLAS E TRIPLAS Nas moléculas que apresentam duplas ou triplas ligações entre dois átomos, além da ligação, há outro tipo de ligação proveniente da interpenetração de orbitais p incompletos contidos em eixos paralelos. Essa ligação é denominada ligação Pi ( ).

17 LIGAÇÕES DUPLAS E TRIPLAS Exemplo: Formação da molécula de oxigênio (O 2 ):

18 LIGAÇÕES DUPLAS E TRIPLAS Assim, a molécula de O 2 pode ser representada da seguinte maneira: O p p O p p

19 Exemplo: Formação da molécula de gás nitrogênio (N 2 ): pz pzn N px px py py 1 ligação sigma ( pz pz ) 2 ligações PI ( py py e px px )

20 LIGAÇÕES DUPLAS E TRIPLAS CARBONO (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2 Com base nestas informações, o carbono poderia fazer somente duas ligações, pois apresenta somente dois elétrons desemparelhados

21 HIBRIDIZAÇÃO Para explicar esta discrepância que ocorre com o carbono e também com outros elementos, foi criada uma teoria, com um novo modelo: a TEORIA DA HIBRIDIZAÇÃO Necessária para explicar ligações existentes nas moléculas de carbono e em outras moléculas cujas ligações possam envolver orbitais s e p.

22 TIPOS DE HIBRIDIZAÇÃO HIBRIDIZAÇÃO DO TIPO sp 3 Carbono (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2 1 Orbital s 3 Orbitais p + energia (h ) 4 híbridos 4 Orbitais Hibridizados sp 3

23 HIBRIDIZAÇÃO DO TIPO sp 2 Carbono (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2 1 Orbital s 3 Orbitais p + energia (h ) 3 híbridos 1 orbital p puro 3 Orbitais Hibridizados sp 2 e 1 orbital p puro

24 REPRESENTAÇÃO DA HIBRIDIZAÇÃO DO TIPO sp 2 Formol

25 HIBRIDIZAÇÃO DO TIPO sp Carbono (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2 1 Orbital s 3 Orbitais p + energia (h ) 2 híbridos 2 orbitais p puro 2 Orbitais Hibridizados sp e 2 orbitais p puro

26 REPRESENTAÇÃO DA HIBRIDIZAÇÃO DO TIPO sp Ácido cianídrico

27 GEOMETRIA MOLECULAR

28 AS FRAGILIDADES DA TLV A TLV não consegue explicar: A geometria de algumas moléculas O papel do par eletrônico na ligação As propriedades de algumas moléculas O magnetismo molecular Estas explicações podem ser encontradas com a Teoria dos Orbitais Moleculares

29 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) A teoria dos orbitais moleculares (TOM) foi desenvolvida por Hückel e Mülliken e surgiu como alternativa à TLV. Neste modelo, considera-se que após a aproximação dos núcleos atômicos e sobreposição dos orbitais atômicos (OA), estes se combinam levando à formação de orbitais moleculares (OM).

30 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) Da mesma maneira que nos orbitais atômicos, estamos interessados em dois aspectos moleculares: As formas de suas distribuições espaciais da densidade de probabilidade Suas energias relativas

31 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) Na TLV assume-se, como na proposta de Lewis, que os elétrons, em uma ligação, estão localizados entre dois átomos ligados. A TOM assume que os elétrons pertencem à molécula como um todo. Os elétrons ocupam orbitais chamados orbitais moleculares que se espalham por toda a molécula.

32 SUPERPOSIÇÃO ORBITAL Os orbitais moleculares são construídos a partir da adição conjunta (superposição) de orbitais atômicos pertencentes à camada de valência dos átomos presentes na molécula. Por exemplo, para a molécula de H 2 é: = A1s + B1s Combinação Linear de Orbitais Atômicos (CLOA)

33 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) Os orbitais atômicos são como ondas centradas em núcleos diferentes. Entre os núcleos, as ondas interferem positivamente entre si no sentido que a amplitude total da função de onda aumenta no local onde ocorre a sobreposição.

34 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) Os orbitais atômicos também interferem de maneira destrutiva no local onde se sobrepõem. = A1s - B1s A superfície nodal surge onde os orbitais atômicos se cancelam completamente.

35 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) Segundo a Teoria dos Orbitais Moleculares, a sobreposição de dois orbitais atômicos leva à formação de dois orbitais moleculares: um orbital molecular ligante, de menor energia, e um orbital molecular antiligante, de maior energia. Portanto: n OAs geram n OMs O segundo ponto importante é que o princípio da exclusão de Pauli implica em que cada OM pode ser ocupado por, no máximo, dois elétrons com seus spins emparelhados.

36 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) ORBITAL LIGANTE ( + ) A energia do OM é menor que a energia dos OAs. O elétron que ocupa um orbital ligante tem uma probabilidade aumentada de ser encontrado na região internuclear, podendo interagir fortemente com ambos os núcleos. ORBITAL ANTILIGANTE ( - ) Quando a energia do OM é maior que a energia dos OAs temos um orbital antiligante. O elétron que ocupa um orbital antiligante tem uma probabilidade praticamente nula de ser encontrado na região internuclear.

37 DIAGRAMA DE ORBITAIS MOLECULARES Diagrama de níveis de energia para orbitais moleculares ligante e antiligante que podem ser obtidos a partir de dois orbitais s. Os sinais (fases) dos orbitais s são representados por diferentes tonalidades de azul. Sinais (fases) dos orbitais Artifício matemático para o entendimento da sobreposição orbital construtiva ou destrutiva.

38 Quando os elétrons (representados como e ) de dois átomos de hidrogênio se emparelham e os orbitais s se sobrepõem, formam uma ligação, que é aqui representada pela superfície limitante da nuvem eletrônica. A nuvem tem simetria cilíndrica ao redor do eixo internuclear, espalhando-se sobre os dois núcleos. = A1s + B1s

39 = A1s + B2pz Uma ligação também pode ser formada pelo emparelhamento de elétrons de orbitais 1s e 2p z (onde z é a direção ao longo do eixo internulear). Os dois elétrons da ligação se espalham sobre toda a região ou espaço ao redor da superfície limitante.

40 Uma ligação também pode ser formada pelo emparelhamento de elétrons de dois orbitais 2p z (onde z é a direção ao longo do eixo internuclear) de dois átomos vizinhos. O par eletrônico pode se encontrar em qualquer lugar da superfície mostrada no diagrama inferior. = A2pz + B2pz

41 Uma ligação se forma quando elétrons de dois orbitais 2p (2p x ou 2p y ) se emparelham e a sobreposição se dá lateralmente. O diagrama do meio representa a densidade da nuvem eletrônica resultante, e o diagrama inferior representa a superfície limitante correspondente. Apesar da ligação ter um formato complicado, com dois lóbulos, é ocupado por somente um par de elétrons. = A2px + B2px

42 A ORDEM DA LIGAÇÃO Assim, a ordem de ligação na molécula de H 2 é: Os dois elétrons da molécula de H 2 ocupam o orbital molecular de menor energia (ligante) resultando em uma molécula estável.

43 LIGAÇÕES COVALENTES Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas: Molécula de Hidrogênio H 2 H (Z = 1) 1s 1 Segundo a Regra de Hund 1 H (Z = 1) 1s Molécula de H 2

44 LIGAÇÕES COVALENTES Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas: Molécula de Hidrogênio O 2 Segundo a Regra de Hund O (Z = 8) 1s 2, 2s 2, 2p s 2 2s 2 2p 4 O (Z = 8) 1s 2, 2s 2, 2p Molécula de O 2

45 LIGAÇÕES COVALENTES Molécula de N 2 Molécula de HF Molécula de HCl

46 LIGAÇÕES COVALENTES Fórmulas Químicas Molecular: Indica quantidade de elementos que formam a molécula. Eletrônica (Estrutura de Lewis): Além da quantidade de elementos, indica os elétrons da camada de valência e a formação dos pares eletrônicos. Estrutural plana(estrutura de Couper): Mostra a ligação entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço.

47 LIGAÇÕES COVALENTES

48 LIGAÇÕES COVALENTES Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas: Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH 4 - O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o elemento com a mais baixa energia de ionização. H (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência C (Z = 6) 1s 2 2s 2, 2p 2 4 elétron de valência H H * * C* * H H

49 _ LIGAÇÕES COVALENTES Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH 3 - O átomo de N é o átomo central. H (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência N (Z = 7) 1s 2 2s 2, 2p 3 5 elétron de valência _ H * * N * * * + _ + + H H

50 LIGAÇÕES COVALENTES Exceções à regra do Octeto Ligações completas com menos de 8 elétrons Ligações com mais de 8 elétrons

51 LIGAÇÕES COVALENTES Exceções à regra do Octeto Ligações com número ímpar de elétrons camada de valência expandida

52 _ LIGAÇÕES COVALENTES Ligação Covalente Coordenada ou Dativa: Este tipo de ligação ocorre quando um par de elétrons não ligante é doado por um átomo, formando uma ligação covalente dativa. _ H * * N * * * H + + _ + + H H Todas as ligações N H do íon amônio são idênticas em todas as suas propriedades mensuráveis.

53 LIGAÇÕES COVALENTES Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH O átomo de N é o átomo central. H (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência N (Z = 7) 1s 2 2s 2, 2p 3 5 elétron de valência _ H * * N * * * + _ + + H _ H * * N * * * + _ + + H H H + H

54 LIGAÇÕES COVALENTES Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C 2 H 6 - O átomo de C é o átomo central. H (Z = 1) 1s 1 1 elétron de valência C (Z = 6) 1s 2 2s 2, 2p 2 4 elétron de valência H + _ H * * C* * + + H _ H * * C* * + + H _ + H

55 Propriedades dos Compostos Covalentes

56 LIGAÇÕES COVALENTES Diferente dos compostos iônicos, podem ser encontrados nos 3 estados físicos em condições ambiente (25 o C; 1atm); Temperatura de fusão e ebulição inferiores aos compostos iônicos. Quando puras não conduzem corrente elétrica. Podem formar macromoléculas quando possuem grande número de átomos ligados. Estas macromoléculas apresentam alto ponto de fusão e ebulição.

57 LIGAÇÕES COVALENTES ALOTROPIA: o mesmo elemento químico pode formar duas ou mais substâncias simples diferentes Variedades Alotrópicas. Podem variar quanto à quantidade de átomos ou quanto à estrutura cristalina.

58 LIGAÇÕES COVALENTES ALOTROPIA Exemplos: Oxigênio (O 2 Oxigênio Gasoso) e (O 3 - Ozônio) No oxigênio comum (O2), os átomos unem-se dois a dois, formando moléculas biatômicas. À Temperatura Ambiente encontra-se no estado gasoso; Alimenta todas as reações de combustão e, por isso, é denominado comburente: sem oxigênio não ocorre nenhuma combustão

59 LIGAÇÕES COVALENTES ALOTROPIA Exemplos: Oxigênio (O 2 Oxigênio Gasoso) e (O 3 - Ozônio) Átomos unem-se três a três, formando moléculas triatômicas. À temperatura ambiente, o O3 é um gás azulclaro e apresenta odor intenso e característico, que pode ser sentido após tempestades com descargas elétricas e, também, perto de equipamentos de alta voltagem.

60 LIGAÇÕES COVALENTES ALOTROPIA Exemplos: Carbono (C) Apenas a alteração estrutural dá origem às estrutras de diamante, grafite e fulereno.