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Capítulo 08
Conceitos Básicos de Ligação Química
Álvaro Ferreira Santiago
Audeliano Wolian Li
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Introdução
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Ligação iônica
Ligação covalente
Polaridade da ligação e eletronegatividade
Desenhando estruturas de Lewis
Exceções à regra do octeto
Forças das ligações covalentes
Sumário
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Introdução
Por que estudar ligações químicas?
• Os átomos de uma substância estão unidos com suas ligações químicas e estas determinam as propriedades dessa substância.
• Por exemplo: C(grafite) e C(diamante) forma de ligação
Sacarose e sal de cozinha tipo da ligação.
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Introdução
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-
(aq)
H2O
C12H22O11(s)
Eletrólito Ligações Iônicas
H2OC12H22O11(aq)
Não-eletrólito Ligações Covalentes
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Ligações metálicas possuem elétrons relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal.
Introdução
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Símbolos de Lewis• Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, ou seja, localizados no nível incompleto mais externo ao átomo. Cada elétron de valência é representado por um ponto.
S
Introdução
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A regra do octeto• Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência.
Introdução
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Ligações Iônicas
• Forças eletrostáticas existentes entre íons de cargas de sinais contrários.
• Geralmente interação entre metais com não metais.
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Ligações Iônicas
Na(S) + 1/2 Cl2 (g)
• Metal + Ametal = Cátion + Ânion• Composto eletricamente neutro• Estrutura cristalina regular devido às fortes
forças eletrostáticas• Exemplo de reação:
NaCl (S) Hf0 = - 410,9 kJ
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Ligações Iônicas
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Energias envolvidas na formação da ligação iônica
• Perda de elétrons processo endotérmico• Ganho de elétron processo exotérmico
Ex. Na (g) Na +(g) requer 496 kJ/mol
Cl (g) Cl - (g) libera 349 kJ/mol
Se a transferência de elétron fosse o único fator, o processo seria endotérmico.
Ligações Iônicas
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Energia de rede• Energia para separar um composto sólido
iônico em íons gasosos
Ex.: NaCl (s) Na + (g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol
• Ocorre a expansão da estrutura até que fiquem completamente separados
• Fortes atrações fazem com que a maioriados cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão
Ligações Iônicas
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Energia de rede
• Depende das cargas do íons
• Tamanhos
• Arranjos no sólido
• Por obedecerem a equação Eel = k Q1Q2 /D
• A energia de rede aumenta à proporção que as cargas aumentam, e que seus raios diminuem
Ligações Iônicas
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Cálculo de Energias de Rede: Ciclo de Born-Haber
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Hof [NaCl(g)]
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Hof [Na(g)]
Na(g) + Cl(g)
Hof [Cl(g)]
Na+(g) + e- + Cl(g)
I1(Na)
NaCl(s)
- Energia de rede de NaC
l
Energia de rede de NaC
l
E (Cl)
Na+(g) + Cl-
(g)
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Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
• Tendência a adquirir configurações de gás nobre
Ex. : Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1
Na+ 1s22s22p6 = [Ne] • O aumento da energia de rede não é suficiente para remoção de um elétron
de nível mais interno
• Elementos pesados do grupo 4A, são encontrados como cátions 2+ em compostos iônicos
Ligações Iônicas
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Ligação Covalente
• A ligação covalente ocorre com o compartilhamento de elétrons para se obter uma configuração eletrônica de gás nobre. Essa ligação atua como uma “cola” para unir os átomos.
Estruturas de Lewis
H + H H H
Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio.
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• Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o argônio.
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl
• Geralmente representamos o par de elétrons compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e três pares com três traços.
H H
Ligação Covalente
O C O N N
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Ligação Covalente
Observação:
• Para os não-metais, o número de elétrons de valência em um átomo neutro é o mesmo do grupo. Por exemplo, os elementos da família 7A possuem 7 elétrons em sua camada de valência, os da 6A, 6 elétrons etc.
• A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
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Polaridade da ligação e eletronegatividade
• Ligação covalente apolar• Ligação covalente polar
• Ligação iônica
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Ligações covalentes polares e apolares
• Elétron de ligação• União entre átomos idênticos• União entre átomos diferentes• Eletronegatividade• Grau de polaridade e diferença em eletronegatividade
Polaridade da ligação e eletronegatividade
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+ -
Polaridade da ligação e eletronegatividade
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++
Composto AB
• B mais eletronegativo• A mais eletropositivo• Densidade eletrônica em B maior do que em A• Momento dipolar de A para B
BA
μ = Q r
+q -q
μ
d
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Momentos de dipolo
• Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando separados, um dipolo é produzido.
• A magnitude é o produto da carga com a distância
= Qr
• A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo do que o comprimento de ligação.
Polaridade da ligação e eletronegatividade
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[ ]
Desenhando Estruturas de Lewis
Para tal, devemos seguir os seguintes passos:
Cl P Cl
Cl
Cl P Cl
Cl
Cl P Cl
Cl
O Br O
O
PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência
BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26
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Carga Formal
• Podemos desenhar várias estruturas de Lewis diferentes que obedecem à regra do octeto.
• CF = nº e- valência – nº e- na estrutura de Lewis
Observação: cargas formais não representam cargas reais dos átomos.
Desenhando Estruturas de Lewis
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Estruturas de Ressonância
• Moléculas possuem um arranjo determinado
• Regras de Lewis para desenho de estrutura, não permitem, uma representação adequada
• Considerada uma ligação e meia ligação
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Estruturas de Ressonância
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Exceções à Regra do Octeto
• Número ímpar de elétrons (ClO2, NO e NO2).
N O N O
NO contém 5 + 6 = 11 elétrons de valência
ou
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• Deficiência em elétrons (boro e belírio).
• Expansão do octeto (PCl5, SF4, AsF6-)
Exceções à Regra do Octeto
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Forças das ligações covalentes
• Estabilidade está relacionada com as ligações covalentes da molécula
• Força da ligação é determinada pela energia necessária para quebra da ligação
• Moléculas com ligações fortes, possuem menor tendência a sofrer variação química
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Comprimento de ligação
• Distância entre os núcleos dos átomos envolvidos
• Quanto mais ligações entre dois átomos, mais curta e mais forte a ligação será
Forças das ligações covalentes
C C
1,54 Å
348 kJ/mol
C C
1,20 Å
839 kJ/mol
C C
1,34 Å
614 kJ/mol
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Curiosidades
• Energia armazenada em ligações químicas
• Decomposição exotérmica• Produtos da decomposição gasosos• Decomposição muito rápida• Estável
Explosivos
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• Ligações químicas fracas, e decomposição em moléculas com ligações muito fortes
• N2(g) ,CO(g) e CO2(g) , compõem os explosivos• Nitroglicerina: amarelo-pálida, sensível• Alfred Nobel, “acidentalmente” descobriu a
dinamite• Prêmio Nobel
Curiosidades
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Referências Bibliográficas
• Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”. 9ª edição
• Masterton: Princípios de Química
• Enciclopédia Encarta 2000