capÍtulo 8 conceitos bÁsicos de ligaÇÃo quÍmica daniely da silva machado – 16899
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CAPÍTULO 8CAPÍTULO 8 CONCEITOS CONCEITOS BÁSICOS DE BÁSICOS DE
LIGAÇÃO QUÍMICALIGAÇÃO QUÍMICA
Daniely da Silva Machado – 16899
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INTRODUÇÃOINTRODUÇÃO Ligações químicas, símbolos de Lewis e a
regra do octeto
Ligação iônica
Ligação covalente
Polaridade da ligação e eletronegatividade
Desenhando estruturas de Lewis
Estruturas de ressonância
Exceções à regra do octeto
Forças das ligações covalentes
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LIGAÇÕES QUÍMICAS, SÍMBOLOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS, SÍMBOLOS DE LEWIS E A REGRA DO OCTETO LEWIS E A REGRA DO OCTETO
Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.
Existem três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.
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Notação de Lewis: para o entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons de valência de um átomo, representam-se os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.
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Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência;
Todos os gases nobres, com exceção do He, satisfazem à regra do octeto, ou seja têm uma configuração s2p6;
Existem exceções a esta regra, como o alumínio que se estabiliza com 6 elétrons na camada de valência;
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LIGAÇÃO IÔNICALIGAÇÃO IÔNICA
Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários;
Transferência de elétrons de um metal para um não-metal ou hidrogênio;
Considere como exemplo a ligação entre sódio metálico e cloro gasoso:
Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s) Hºf = – 410,9 kJ
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Figura 1 - Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Cada um dos íons de Na+ é envolto por seis íons Cle cada um dos íons de Cl é envolto por seis
íons Na+
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dQQ
El21
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Íons dos elementos representativos: esperamos que os compostos iônicos dos grupos 1A, 2A e 3A contenham cátions com cargas 1+, 2+, 3+, respectivamente. De modo similar os compostos iônicos dos grupos 5A, 6A e 7A geralmente contém ânions de cargas 3- ,2- 1-;
Íons de metais de transição: quase sempre não formam íons com configuração de gás nobre;
Íons poliatômicos: Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, SO4
2, NO3.
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LIGAÇÃO COVALENTELIGAÇÃO COVALENTE
Átomos adquirem uma configuração eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos;
Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação covalente;
A molécula de hidrogênio, H2, fornece o exemplo mais simples possível;
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Figura 2 – Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio
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Estruturas de Lewis: as ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos, onde cada par de elétrons compartilhado é representado por um traço:
Ligações múltiplas: é possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos:→ Um par = ligação simples ( );→ Dois pares = ligação dupla ( );→ Três pares = ligação tripla ( );
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POLARIDADE DA LIGAÇÃO E POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVDADEELETRONEGATIVDADE
O conceito de polaridades de ligação descreve o compartilhamento de elétrons entre os átomos;
Ligação covalente polar: um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro;
Ligação covalente apolar: os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos;
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Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa molécula .
Em geral, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período e diminui ao descermos em um grupo.
Linus Pauling desenvolveu uma escala de eletronegatividades, que vai de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
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Figura 3 – Eletronegatividades dos elementos
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A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação entre eles. Em geral, diferenças próximas a:
0 resultam em ligações covalentes apolares (F2);
2 resultam em ligações covalentes polares (HF);
3 resultam em ligações iônicas (LiF);
Quanto maior a diferença eletronegativa entre os átomos, mais polares serão suas ligações;
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Quando duas cargas de mesma magnitude mas de sinais contrários são separados por uma distância (r), estabelece-se um dipolo;
Momento de dipolo (µ) : medida quantitativa da magnitude de um dipolo:
µ = Q.r
Geralmente expresso em Debye (D), que é o igual a 3,34 10-30 coloumb metro (Cm)
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DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS
Estrutura de Lewis para o tricloreto de fósforo, PCl3
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos:
P = 5 elétrons de valência;Cl = 7 elétrons de valência;
5 + (3 x 7) = 26
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DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples:
Cl P Cl Cl
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DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples;
3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central:
Cl P Cl Cl
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DESENHANDO ESTRUTURAS DE DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWISLEWIS
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples;
3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central;
4. Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central (ou tente ligações múltiplas):
Cl P Cl
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Carga formal: carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade;
CF = (nº de elétrons de valência do átomo) – (nº elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis);
Cargas formais não representam cargas reais nos átomos;
Usada para determinar qual estrutura de Lewis é mais estável;
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ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIAESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
Encontradas em moléculas e íons nos quais o arranjo dos átomos não é representado por uma única estrutura de Lewis;
Exemplo: no ozônio, têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário;
A ressonância é um conceito importante ao descrever as ligações em moléculas orgânicas, particularmente nas moléculas aromáticas;
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EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETOEXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Existem três classes de exceções à regra do octeto envolvendo ligações covalentes:
moléculas com número ímpar de elétrons (NO);
moléculas nas quais um átomo tem menos do que um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons (BF3);
moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto (PCl5);
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FORÇAS DAS LIGAÇÕES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTESCOVALENTES
Energia de ligação: variação de entalpia para a quebra de certa ligação em um mol de substância gasosa (sempre positiva);
As forças das ligações covalentes aumentam com o número de pares de elétrons compartilhados;
Entalpia de reação: soma das entalpias de ligações quebradas, menos a soma das entalpias das ligações formadas;
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Comprimento de ligação: definido como a distância entre os núcleos dos átomos envolvidos;
Em geral, à proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se mais curta e forte;
Importante: as entalpias são derivadas para moléculas gasosas e são muitas vezes valores médios.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICASREFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição
http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/7344/1880154.cw/index.html
http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/orgintro/resonan.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm