LIGAÇÃO COVALENTE: PRINCÍPIOS/ESTRUTURAS DE LEWIS
LIGAÇÃO QUÍMICA Principais Tipos de Ligação Química Iônica Covalente Metálica
Gilbert N. Lewis LIGAÇÃO COVALENTE: Compartilhamento de elétrons entre dois átomos
ESTRUTURAS DE LEWIS Representação dos elétrons de valência por pontos Cloro (Z= 17): Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl
REPRESENTAÇÃO PARA ÍONS Cl - Cl + 1 elétron: Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Cl - Na (Z= 11) Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 Na +
REGRA DO OCTETO Átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons de forma que tenham oito elétrons em sua camada de valência. Configuração eletrônica de gás nobre: Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 Ar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Válido especialmente para: C, N, O, halogênios, metais alcalinos/alcalino terrosos. Existem muitas exceções!!!!!!!!!!!
Regra do Octeto e Representações Moleculares Exemplos: H 2, HF, F 2, NH 3, O 2, N 2
REGRAS PARA A ELABORAÇÃO DE ESTRUTURAS DE LEWIS Kotz: Capítulo. 9; Brown : Capítulo 8 1. Átomo Central: - Geralmente o átomo de menor afinidade eletrônica. - Frequentemente temos como átomo central C, N, P, S. - Halogênios são normalmente átomos terminais, porém nos oxiácidos são os átomos centrais, pex: HClO 4. - Hidrogênio é sempre átomo terminal. CH 2 O: formaldeído Exemplo: CH 2 O, átomo central C
2. Determinação do Número Total de Elétrons de Valência: - Exemplo CH 2 O: C: 1s 2 2s 2 2p 2 = 4 elétrons H: 1s 1 = 2x1= 2 elétrons O: 1s 2 2s 2 2p 4 = 6 elétrons Total: 12 elétrons (6 pares de elétrons) - Ânions: adiciona-se ao número total de elétrons obtidos pela configuração eletrônica a carga formal do ânion. - Cátions: subtrai-se do número total de elétrons obtidos pela configuração eletrônica a carga formal do cátion.
3. Formação de Ligações Simples: - Unir o átomo central aos periféricos. - Para cada ligação simples é utilizado um par de elétrons. Exemplo CH 2 O: H C O H Três ligações simples 3 pares de elétrons. 6-3= 3 pares de elétrons remanescentes
4. Distribuição dos pares de elétrons remanescentes: - Os pares de elétrons remanescentes são distribuídos nos átomos periféricos (exceto H) de tal forma que o número total seja de oito elétrons (4 pares totais) Exemplo: CH 2 O três pares remanescentes H PARES ISOLADOS DE ELÉTRONS (Lone Pairs) C O H
5. Completar o Octeto do Átomo Central: - Caso o átomo central não tiver completado o octeto, mover os pares de elétrons isolados para formar ligações duplas/triplas. Exemplo: CH 2 O Carbono apresenta apenas três pares de elétrons. O quarto par é fornecido pelo oxigênio. H H H C O C O C O H H H A B C
Exemplos: NH 3 OCl - NO + 2 C 2 H 2 ClO - 4 HNO 3
Exceções à Regra do Octeto A) Substâncias com número ímpar de elétrons: Ex: NO.... N.. O..... N. O..
Meio Ambiente SMOG FOTOQUÍMICO O 2 + N 2 2 NO (Motores à Combustão) 2 NO + O 2 NO 2 (Reação com o ar) NO 2 + hν NO + O (Etapa Fotoquímica) O 2 + O O 3 (Formação de Ozônio)
Exceções à Regra do Octeto B) Compostos com átomos contendo menos que oito elétrons: BF 3 F B F F
C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (camada de valência expandida) (geralmente para os elementos do 3º período ou períodos superiores): PF 6 - F F F P F F F -
C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (pares de elétrons livres, PEL) (alguns interhalogênios) : Ex: [ClF 4 ] - C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (PEL) (compostos de alguns gases nobres) : Ex: XeF 4
ESTRUTURAS DE LEWIS E RESSONÂNCIA Ozônio: O O O O O O O O O O O O
O O 132 pm O O 121 pm O O O Obs: A estrutura do O 3 não é linear como aqui representada. Fig. apenas p/ ilustrar tamanho das ligações. 127 pm
Ex: HNO 3 / CO 3 2-
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS Definição: A carga de um átomo em uma molécula ou íon calculada assumindo um igual compartilhamento dos elétrons de ligação.
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS CF= EV [EPI + ½(EPL)] CF= Carga Formal EV= Número de elétrons de valência EPI= Número total de elétrons contidos nos pares isolados EPL= Número total de elétrons contidos nos pares de ligação
CARGAS FORMAIS E ATRIBUIÇÃO DA ESTRUTURA DE LEWIS CORRETA Regras de Pauling: Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve ser igual a zero para uma molécula neutra e igual a carga de um íon. As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores possíveis. Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais negativas estão localizadas preferencialmente nos átomos mais eletronegativos e as cargas formais positivas nos átomos menos eletronegativos. Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem em átomos adjacentes são improváveis. veis. Ex: NO + 2
Exemplos: CO 2 OH - NO 3 - NH 4 + CO 3 2- Cargas Formais e Estruturas de Ressonância/Regras de Pauling
Estruturas de Lewis Geometria Molecular
Teoria VSEPR (VESPER) VSPER: Valence Shell Electron Pair Repulsion RPEV: Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência Geometria: Definida pela repulsão dos pares de elétrons. Moléculas assumem a geometria que minimiza as repulsões dos pares de elétrons.
Geometria de Grupo Eletrônica Número Estérico
Exemplos: BeF 2 /BF 3 /CF 4
Geometria de Grupo Eletrônica X Geometria Molecular
Repulsão Crescente = Par compartilhado (PL) = Par isolado (PI)
NOTAÇÃO VSEPR: Átomo Central: A Átomos Terminais: X Pares Isolados: E EOS
Geometria Básica Nº Estérico (Geometria de Grupo Eletrônica) 0 par isolado 1 par isolado 2 pares isolados 3 pares isolados 2 linear 3 trigonal planar angular
Geometria Básica Nº Estérico (Geometria de Grupo Eletrônica) 0 par isolado 1 par isolado 2 pares isolados 3 pares isolados 4 tetraédrico pirâmide trigonal angular
Geometria Básica Nº Estérico (Geometria de Grupo Eletrônica) 0 par isolado 1 par isolado 2 pares isolados 3 pares isolados 5 bipirâmide trigonal gangorra forma T linear
Geometria Básica Nº Estérico (Geometria de Grupo Eletrônica) 0 par isolado 1 par isolado 2 pares isolados 3 pares isolados 6 octaédrico pirâmide tetragonal quadrado planar
Geometria Básica Nº Estérico (Geometria de Grupo Eletrônica) 0 par isolado 1 par isolado 2 pares isolados 3 pares isolados 7 bipirâmide pentagonal pirâmide pentagonal
Determinação da Geometria Correta em Sistemas com Pares Isolados Os pares de elétrons isolados (PI) devem sempre ser colocados de forma seja gerada a menor repulsão (maior ângulo): a) contar as repulsões resultantes à 90º dos PI b) se ocorre um par de elétrons isolado a estrutura com menor interações à 90º PI PL é a preferida. c) se ocorrem dois ou mais pares isolados a estrutura com menor interações à 90º PI PI e PI-PL é a preferida. Exemplos: SF 4 e ClF 3
: : = S = F = PI : A B 90º PI PL (3) 90º PI PL (2)
: : : : : : A B C 90º PI PI (0) 90º PI PL (6) 90º PI PI (1) 90º PI PL (3) 90º PI PI (0) 90º PI PL (4) = Cl = F : = PI
Moléculas com duplas/triplas ligações: Ligações Múltiplas entre dois átomos são considerados como apenas um grupo de elétrons. Ex: CO 2
Eletronegatividade e Polaridade das Ligações Eletronegatividade (χ): medida da capacidade que um átomo tem de atrair para sí elétrons em uma ligação química. Linus Pauling
χ Z α EI Z AE Z EI= Energia de Ionização AE= Afinidade Eletrônica Escala de Pauling: 0,7-4,0 Cs=0,7 F= 4,0
Polaridade da Ligação Química: Para uma ligação X-Z: χ= χ X - χ Z χ H = 2,1 e χ Cl = 3,0 H-Cl: χ= 3,0 2,1= 0,9 Cl-Cl: χ= 3,0 3,0= 0
Densidades Eletrônicas Cl-Cl H-Cl H Cl
Momentos de Dipolo nas Ligações Químicas H-Cl δ + δ δ + δ
Momento de Dipolo (µ): δ= µ= δ x d δ= fração de carga d= comprimento de ligação δ d
Alinhamento de Moléculas Dipolares em um Campo Elétrico
Polaridade nas Moléculas: Polaridade nas Ligações Químicas Geometria Molecular Ex: CO 2 e H 2 O χ H = 2,1 χ C = 2,5 χ O = 3,5
Linear µ= zero Angular µ= 1,85 D
Cargas Formais e Polaridade: BF 3
Ordem de Ligação Ordem de Ligação (OL)= Número de pares de elétrons de ligação entre dois átomos uma molécula. H H C H O C O N N H OL=1 OL=2 OL=3
H O C H OL=2 OL=1
Ordem de Ligação em Moléculas com Estruturas de Ressonância O O O O O O OL=1 OL=2 OL= (OL=1) + (OL=2)/2 = 3/2
OL=2 O 2- O C O OL=1 OL= (OL1+ OL1 + OL2)/3 = 4/3
Conseqüências da Ordem de Ligação Comprimento de Ligação Energias de Ligação