ligação química (pesquisa google)

8/8/2019 Ligao Qumica (pesquisa google)

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Ligao Qumica


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So as foras de atraco que ligam os tomos de modo a formar substncias mais complexas.

Podem-se classificar em 3 grandes grupos:

Ligao inica:refere-se s foras electrostticas que existem entre ies de carga oposta. As

substncias inicas geralmente resultam da interaco de metais do lado esquerdo da Tabela Peridica

com elementos no metlicos do lado direito da Tabela (excluindo os gases nobre, grupo 18).

Ligao covalente:resultam da partilha de electres. Os exemplos mais comuns a ligao entreelementos no metlicos.

Ligao metlica:encontra-se em metais slidos como o cobre, o ferro e o alumnio. Nos metais, cada

tomo liga-se a vrios outros tomos vizinhos.

Ligao Qumica


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N otao de Lewis

- Colocar o smbolo do elemento

- Representar os electres de valncia atravs de pontos ou cruzes;

Exerccio:Represente por notao de Lewis o Li, Be, B, C, N, O, F e o Ne.

Verificou-se que os tomos tendem a ganhar, perder ou partilhar electres de modo

a ter na camada de valncia 8 electres ficando com a configurao electrnica

do gs nobre mais prximo na Tabela Peridica. R egra do Octeto .

Exerccio:Represente por notao de Lewis os seguintes compostos inicos:

LiF; CaO; Li2O, Mg2N3 e o Al2O3.


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a ligao qumica que se forma por partilha de electres - H:H; Cl:Cl.

Os electres partilhados esto preferencialmente localizados entre os ncleos. Existem aligaes simples (1 par de electres garante a ligao), duplas (2 pares de electres garantem ligao) e triplas (3 pares de electres estabelecem a ligao).

Ex: O::C::O, N:::N.

Polaridade da ligao:ocorre quando um dos tomos exerce uma maior atraco pelos electres partilhados, formando uma carga parcial positivaH e uma carga parcial negativaH

Electronegatividade: definida como a capacidade que o tomo da molcula tem em atrair electres para si.

Ligao Covalente


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G eometria molecular

o arranjo tridimensional dos tomos numa molcula, que determinado pela orientaorelativa das suas ligaes covalentes. Esta estrutura mantida quer a substncia sejaslida, lquida ou gasosa. um parmetro fundamental para a previso da polaridade da molcula;

Permite inferir sobre o ti po e intensidade das interaces intermoleculares e como tal prever as propriedades fsicas: (temp. de fuso, de ebulio, a densidade) e propriedadesqumicas dos compostos.

Experimentalmente determinada pela tcnica de difraco de raios-X . Esta tcnicafornece-nos os comprimentos os ngulos das ligaes.Um mtodo simples que nos permite prever razoavelmente a geometria de uma molculabaseia-se na hiptese de que os pares electrnicos da camada de valncia (contm oselectres envolvidos na formao de ligaes qumicas) de um tomo se repelemmutuamente. Assim numa molcula poliatmica com duas ou mais ligaes entre o tomocentral e os tomos que o rodeiam, a repulso entre os electres de diferentes paresligantes faz com estes tendam a afastar-se o mais possvel uns dos outros. A geometriaque a molcula acaba por adoptar (definida pelas posies de todos os tomos) aquelaque minimiza esta repulso o Modelo de Repulso dos Pares Electrnicos da Camadade Valncia .


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M todo para previso da geometriasmoleculares (Ex: N O 2-)

1 . Contar o nmero total de electres de valncia; no exemplo so 5+2x6+ 1 = 1 8.

2. Definir o tomo central, que usualmente o menos electronegativo; no exemplo

o azoto.

3. Determinar o nmero total de electres dos tomos perifricos, considerando quetm a sua camada de valncia completamente preenchida; no exemplo 2x8 =

16.

4. Calcula-se o nmero de electres no partilhados pertencentes ao tomo central,

que corresponde diferena entre o nmero total de electres de valncia

presentes na molcula ( 1) e o nmero de electres dos tomos perifricos (3); no

exemplo 18-16 = 2, isto tem 1 par electrnico no ligante, ou um domnio no

ligante.

5. Usa-se o M odelo de Re pu lso dos Pares Electrnicos da Camada de Valncia ;

no exemplo a molcula tem geometria angular (ver quadros).


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D eterminao da frmulaestrutural

Associam-se equitativamente os electres de valncia ainda no distribudos,

pelos tomos perifricos; (18-6 = 12 electres pelos 2 tomos de oxignio);

Determinam-se as cargas formais de todos os tomos presentes na molcula;

Minimiza-se a carga formal do tomo central.


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G eometria de Base

Nmerode pares

deelectres

Forma GeometriaMolecular

Exemplo

2Linear BeCl2, HgCl2

3 Triangular planar BCl3

4 Tetradrica CH4, NH4+

5 Bipiramidal trigonal PCl5

6 Octadrica SF6


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F ormas moleculares com 4 pares deelectres em volta do tomo central

Pareselectres em

ligaes

Pareselectres no

ligantes

Estrutura Geometria

4 0 Tetradrica;todos osngulos109.5

3 1 Piramidaltrigonal (Ex:NH3)

2 2 ngular (Ex:H2O)


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Nmero depares emligaes

Nmero depares noligantes

Estrutura Geometria

5 0Trigonal

bipiramidal (Ex:PCl5)

4 1 Tetraedroirregular oudistorcido (Ex:

SF4, XeO2F2;IF4+)

3 2Em forma de T

(Ex: ClF3)

2 3 Linear (Ex: I3-,XeF2)


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Nmero depares ligantes

Nmeros depares noligantes

Estrutura Geometria

6 0 Octadrica(todos osngulos com

90)

5 1 Pirmidalquadrada (Ex:BrF5, XeOF4)

4 2 Quadrada plana(XeF4, ICl4-)


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Excepes regra do octeto

So principalmente 3:

(a) Molculas com nmero mpar de electres; ClO2; NO.

(b) Molculas nas quais um tomo tem menos que 8

electres; Ex: BF3; NH3BF3.

(c) Molculas, nas quais, um tomo tem mais que 8electres; EX: PCl5, ICl4-.


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Estruturas de ressonncia

Estruturas de ressonncia: so estruturas que representam o mesma substncia. Ex: O 3.

Exerccio:1- Desenhe as estruturas de ressonncia do io

2- Qual a ligao S-O mais pequena nas molculas SO 3 ou

OO O O OO

2

23S


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P olaridade das mol culas e geometriamolecular

A Polaridade das molculas determina as propriedades fsicas dos compostos, como o ponto de

fuso e de ebulio.

Momento dipolar (Q): definido como o produto da carga q pela distncia entre as cargas r ,

uma medida quantitativa da polaridade de uma ligao qumica. Exprime-se em D (Debye)= 3,33 x 10-30 Cm

Como exemplo temos a molcula de fluoreto de hidrognio em que se verifica um deslocamento

de densidade electrnica do H para o F, pois o flor mais electronegativo do que o tomo

de H. Existe uma separao de cargas que se pode representar por

H FH H


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P olaridade nas mol culas

M olc u las diatmicas:

1- Com tomos do mesmo elemento so apolares2- Com tomos de diferentes elementos so polares

M olc u las poliatmicas ; a sua polaridade depende

1- Polaridade das ligaes2- Geometria molecular


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M ol culas apolares

Exemplos de molculas poliatmicas com ligaes polares, mas dada a sua

geometria o momento dipolar resultante zero, so o BeCl 2; BCl3 CCl4.


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M ol culas polares


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Falha na teoria da ligao de Lewis : descreve a ligao qumica como oemparelhamento de dois electres no justificando as diferenas noscomprimentos de ligao e nas energias de dissociao; ex: H-H, 74 pm, 436,4KJ/mol; F-F,142 pm, 142 KJ/mol

Existem 2 teorias semelhantes, baseadas na M ecnica Q untica , que servempara descrever a formao de ligaes covalentes e a estrutura electrnica dasmolculas:

Teoria do Enlace da Valncia: postula que os electres numa molcula ocupam

orbitais atmicas dos tomos individuais formando-se a ligao quando estas sesobrepem;

Teoria das Orbitais Moleculares: pressupe a formao de orbitais molecularesa partir das orbitais atmicas.

Mecnica quntica e ligao covalente


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T eoria do Enlace da Valncia(I)

F ormao da molcula de hidrognio: A ligao covalente na molcula de H2 (H-H) forma-se devido sobreposio espacial (ou seja coalescncia) de duas orbitais1s dos tomos de H.


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F ormao da mol cula de fluor ( F 2)

F

2 p

F

2 p

+

F

-F

Teoria do Enlace da Valncia (II)

+ + +

I

1 s

F

2 p

- F

Formao da molcula de cido fluordrico


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H ibridao de orbitais atmicas: souma mistura de orbitais

(1) Hibridao sp3 no tomo de carbono; Ex: CH4, NH3

2s 2p

2s 2p

2sp3

Formam-se orbitais hbridas sp3 (no caso acima no tomo de carbono) a partir

de orbitais s e p para descrever a formao de ligaes qumicas, quando o

modelo RPECV prever o arranjo tetradrico dos pares de electres.


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(2) Hibridao sp no tomo de Be, Ex: BeCl2

2s 2p

2s 2p

sp

Outros exemplos de outros tiposde hibridao

(3) Hibridao sp2 no tomo de B; Ex: BF3

2s 2p

2s 2p

sp2 2p orbital vazia


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(4) Hibridao de orbitais s, p e d no tomo de enxofre; Ex: SF6

3s 3p

3s 3p

sp3d2

3d

3d

3d vazias

Exercicio:

1-Preveja se cada uma das seguintes molculas possui momento dipolar ou

se, pelo contrario so apolares: a) IBr b) BF3 c) CH2Cl2 d) SO2

2- Determine o estado de hibridao do tomo central (sublinhado) de cada

uma das seguintes molculas: a) HgCl2 b) AlI3 c) PF3

Outros exemplos de outros tipos dehibridao


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H ibridao em mol culas com ligaes duplase tripla (I)

C CH

H

HH Geometria plana

Ex: C2H4 (etileno)

Podemos justificar a geometria e as ligaes no etileno se admitirmos que cada

tomo de carbono tem uma hibridao sp 2.

Da coalescncia lateral das duas orbitais 2p z dos dois tomos de carbono, forma-

se a ligao T

C2H4 tem uma ligao dupla C=C em que as duas ligaes covalentes so diferentes: uma ligao sigma ( W)e a outra uma ligao pi ( T ).

Ligao sigma (W): forma-se quando as molculas coalescem de topo para formar uma ligao covalente, anuvem electrnica resultante est concentrada entre os ncleos dos tomos envolvidos na ligao.

Ligao pi (T ): forma-se quando a ligao formada por orbitais que coalescem lateralmente, tem a nuvemelectrnica concentrada acima e abaixo do plano dos ncleos dos tomos envolvidos na ligao.


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EX2:. C2H2; acetileno, tem geometria linear

Podemos explicar a sua geometria e ligaes se admitirmos que cada tomo de carbono tem

uma hibridao sp. As 2 orbitais hibridas sp de cada tomo de carbono formam uma ligao

sigma com o outro tomo de carbono. Alm disso formam-se duas ligaes p por coalescncia

lateral das duas orbitais 2p y a 2pz no hibridas.

Regra: C=C, a sua hibridao sp 2

, a sua hibridao spC C

Exerccio:Descreva as ligaes qumicas na molcula de formaldedo;

H2CO

Hibridao em molculas com ligaes duplas etripla (II)


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T eoria das Orbitais M oleculares

As ligaes covalentes resultam da interaco das orbitais atmicas envolvidos

na ligao e esto associadas molcula como um todo, ou sejam formam

orbitais moleculares.

Quando 2 orbitais atmicas coalescem formam duas orbitais moleculares umaligante e outra anti-ligante .

Se colocarmos os electres numa orbital molecular ligante obtemos uma

ligao covalente estvel. Se colocarmos os electres numa orbital molecular

antiligante resulta uma ligao instvel.

Nas orbitais moleculares ligantes, a densidade electrnica mxima entre os

ncleos dos tomos envolvidos na ligao. Por outro lado, nas orbitais

moleculares antiligantes, a densidade electrnica entre os ncleos mnima

(zero) numa determinada zona entre os ncleos dos tomos.


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Coalescncia das orbitais s

Para o caso dasorbitais s elas interactuam e produzem duas

orbitais molecularessigma, uma ligante e outra antiligante;


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Coalescncia das orbitais p

Para o caso das orbitais p elas podem interactuar entre si de duas formas:

1- Se as orbitais se aproximarem de topo, produzem-se duas orbitais moleculares

sigma, uma ligante e outra antiligante;

2- Se coalescerem lateralmente para dar origem a duas orbitais moleculares pi,

uma ligante e outra antiligante


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A distribuio dos electres pelas vrias orbitais moleculares. Segue as mesmas regras que a

distribuio electrnica nos tomos.

Regras que ajudam a compreender as estabilidades das orbitais moleculares:

- O nmero de orbitais moleculares que se forma sempre igual ao nmero de orbitais atmicas que secombina- Quanto mais estvel for a orbital molecular ligante, menos estvel ser a orbital molecular antiligantecorrespondente

- Numa molcula estvel, o nmero de electres em orbitais moleculares ligantes sempre superior ao nmerode electres em orbitais moleculares antiligantes;

-Tal como uma orbital atmica, cada orbital molecular pode acomodar, no mximo, dois electres com spinsopostos, de acordo com o principio de excluso de Pauli

- Quando se preenchem orbitais moleculares com a mesma energia, o arranjo mais estvel o previsto pelaregra de Hund; isto os electres ocupam estas orbitais moleculares com spins paralelos;

- O nmero de electres nas orbitais moleculares igual soma de todos os electres presentes nos tomosenvolvidos na ligao.

-Para avaliar a fora da ligao calculamos a ordem de ligao (PAB)

ligantesdupletosden2

Memelectres-Memelectres B

!!

Configuraes das orbitais moleculares


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a carga que resulta, quando os electres na ligao covalente, est deslocada no sentido do tomo mais

electronegativo. No corresponde s cargas reais nos tomos excepto no caso de substncias inicas.

Regras para determinar o nmero de oxidao:

1-O nmero de oxidao de um elemento na sua forma elementar zero; Ex: Na, N2, P4.

2-O nmero de oxidao do io monoatmico o mesmo que a sua carga.

3- Em compostos com diferentes elementos, o elemento com maior electronegatividade atribuda carga

negativa igual sua carga em compostos inicos do elemento;

4- A soma dos nmeros de oxidao igual a zero para um composto electricamente neutro e numa

espcie inica igual carga geral

Notas: metais alcalinos - +1 ; metais alcalino-terrosos - +2, fluor - -1, oxignio - -2; excepo para o

perxido ( ) que 122O

N meros de oxidao (I)


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Exerccio:Determine as formas de estrutura usando a TOM:

a) NH3 b) H2O c)H2O2 d) BF3 e)CO f) PCl5 g) ClO3-

h) O3 i) N2H4

Exerccio: Determine o estado de oxidao do enxofre em cada um dos

compostos: (a) H2S; (b) S8; (c) SCl2; (d) Na2SO3, (e) SO42-, (f) P2O5; (g)Cr 2O72-

(h) SnBr 4; (i) BaO2.


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F oras Intermoleculares


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F oras Intermoleculares

(def:) so as foras atractivas entre as molculas

Asseguram a existncia dos estados condensados da matria: lquido

e slido;So as principais responsveis pelas p ro priedades fsicas da matria:

ponto de fuso e ponto de ebulio;

So mais fracas que as foras intramoleculares, portanto a

evaporao de um lquido requer muito menos energia do que anecessria para partir as ligaes dentro das molculas do lquido.


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T ipos de F oras Intermoleculares

Foras de Van der Waals

dpolo-dpolo

dpolo-dpolo induzido

foras de disperso

Foras io-dpolo

Ligao de hidrognio


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F oras de dpolo-dpolo

So foras que actuam entre molc u las polares . Quanto

maiores forem os momentos dipolares e mais pequenas foremas molculas, maior a fora. As molculas tendem a alinhar-

se de tal modo que, em mdia a interaco atractiva mxima.


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Ocorrem entre um io (um catio ou um anio) e uma molcula

polar;

A sua intensidade depende da ( 1) carga, do (2) tamanho do io, do

(3) momento dipolar e (4) tamanho da molcula;

Como os caties so mais pequenos que os anies (quando

isoelectrnicos) e no caso das cargas serem iguais em valores

absolutos, a interaco de um catio com um dpolo mais fortedo que a de um anio.

Foras io-dpolo


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D polos instantneos ocorrem por exemplo no tomo de He, em que

os electres movem-se a uma certa distncia do ncleo, pelo que em

qualquer instante provvel que o tomo tenha um momento dipolar

criado pelas posies especficas dos electres.

As foras atractivas que surgem como resultado destes dpolos

instntaneos designam-se por foras de disperso ou foras de

London.

As foras de disperso aumentam com a massa molar , podendo ser

iguais ou superiores s foras dpolo-dpolo entre molculas polares.

D polos instantneos


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F oras io - dpolo induzido e dpolo - dpolo

induzido

Se colocarmos um io ou uma molcula perto de um tomo neutro (ou

de uma molcula apolar), a distribuio electrnica do tomo (ou

molcula) fica distorcida pela fora exercida pelo io ou pela molcula

polar, forma-se o dpolo induzido.A interaco atractiva entre um io e o dpolo induzido chama-se

interaco io - dpolo induzido

A interaco atractiva entre uma molcula polar chama-se dpolo-

dpolo induzido.


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1. Da carga do io;

2. Da polarizibilidade do tomo neutro ou da molcula. Polarizibilidade (def.)

facilidade com que a distribuio electrnica do tomo neutro (ou molcula) pode ser

distorcida.

Tabela 1:Temperaturas de fuso de compostos apolares semelhantes

A probabilidade de um momentodipolar ser induzido depende

Composto Temperatura de fuso (C)CH4 -182,5C2H6 -183,3CF4 -150,0CCl4 -23,0CBr 4 90,0CI4 171 ,0

CH3F -141 ,8


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F IM

ligação química (pesquisa google)

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