ConceitosConceitos básicosbásicos dede ligaçãoligação
químicaquímicaquímicaquímica
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Para qualquer composto estável que se
forma a partir de elementos ocorre umaforma a partir de elementos, ocorre uma
queda ...
ii iô iiô i
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LigaçãoLigação iônicaiônica
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
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Condições que favorecem aCondições que favorecem a
Formação de Compostos IônicosFormação de Compostos Iônicos
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• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é
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A Importância da Energia da RedeA Importância da Energia da Rede
Afinidade
Eletrônica
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Energia de
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Energia da rede
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Figura anterior: Mudanças na energia durante a
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1 mol de NaCl
(NaCl sólido, cristalino)
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(a) (b)
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• A reação é violentamente exotérmica.
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementosInferimos que o NaCl é mai...
A regra do octetog
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração
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• A regra do octeto: os átomos t...
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bem para íons destes metais ebem para íons destes metais e
para os ânions de não-metais
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Para obter a configuração eletrônica correta dos cátions
destes metais:destes metais:
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EX: Qual a configuração eletrônica do íon V3+?
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Símbolos de Lewis
• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos• Para um entendimento através de figur...
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Ligação covalenteLigação covalente
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder
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LigaçãoLigação covalentecovalente no Hno H22
Figura – A ligação covalente no H2: (a) As atrações e repulsões entre
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A energia aumenta devido
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• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
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Polaridade da ligação ePolaridade da ligação e
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Íons poliatômicosÍons poliatômicos
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Met...
EletronegatividadeEletronegatividade
Lantanídeos 1,0- 1,2, ,
Actinídeos 1,0- 1,2
Figura - A eletronegatividade dos element...
Reatividade dos Metais: facilidade de oxidação
Oxidado menos facilmente
Oxidado mais facilmente
Figura - A variação da fac...
Reatividade dos Não-Metais : facilidade de redução
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F2 + 2 Cl- 2F- + Cl2
Flúor
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F2 + 2 I- 2F- + I2
Cloro
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• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
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Deficiência em elétrons
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ExceçõesExceções àà regraregra dodo octetoocteto
Quatro elétrons em volta do berílio
Seis elétrons em volta do boro
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octetoç gç g
Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.
• Os át...
ExceçõesExceções àà regraregra dodo octetoocteto
UmUm MétodoMétodo parapara EscreverEscrever EstruturasEstruturas dede
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1.
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)conectam)
2.
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4.
Complete os octetos dos átomos ligados ao
átomo central, colocando pares de e-.
5.
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• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
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Desenhando as estruturasDesenhando as estruturas
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• Considere:
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S O H
Figura - A estrutura do ácido sulfúrico no estado de vapor: Note a
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são divididos igualmente
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um átomo
...
6 – (1 ligação + 6 não-compartilhado) = -1
6 – (2 ligação + 4 não-compartilhado) = 0
Carga formal zero
para todos os átomosp
Quando temos várias estruturas de
Lewis possíveis damos preferênciaLewis possíveis, damos preferência
àquela com as memore...
EX: Um estudante escreveu três estruturas de Lewis
para a molécula de ácido nítrico.
Qual é a mais provável de ocorrer (a ...
Estrutura I
Estrutura II
Mais estável
EX: Podemos escrever duas estruturas para o
BCl3.3
Qual é a mais provável de ocorrer (a mais
estável)?)
Mais estável
EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de NH4
1+.
H N H
H
H N H
H
Elemento Elétrons de de Valência
dos elementos (v...
EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de IF4
1-.
Elemento Elétrons de de Valência
dos elementos (ver tabela
periód...
ou
Utilizamos 32 elétrons. Faltam colocar 4 elétrons para dar 36.
EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de
LewisLe...
A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada
átomoátomo
• a carga formal mais negativa nos
átomos mai...
EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações
idênticas ao pas...
Estruturas de ressonância
EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonânciaEstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância
• As estruturas de resson...
Outra metáfora para compreender fórmulas de ressonância
jumento cavalo
mulamula
Uma mula que é o híbrido entre um jumento ...
EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância
E l ô i ibilid d ê li ã
EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância
...
Exemplos
Na+ F-
H-H
Exemplos
H+ H- Na-F
[Ca2+] 2 Br- Br-Ca- Br-
Caráter
covalente C át iô i
Contribuição
desprezível
Contr...
Uma das etapas ao
se fazer estrutura dese fazer estrutura de
Lewis do NO3
1-
EX: Escreva as estruturas de ressonância para o íon
sulfito, SO3
2-.
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DesenhandoDesenhando asas estruturasestruturas
de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis
Ressonância no benzeno
• O benzeno consist...
Ressonância no benzeno
• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal
forma que haja ligações simples ent...
Figura.Benzeno : A molécula tem uma estrutura
hexagonal.hexagonal.
LigaçõesLigações CovalentesCovalentes CoordenadasCoordenadas ((dativadativa))
LigaçõesLigações CovalentesCovalentes CoordenadasCoordenadas ((dativadativa))
Duas propriedades relacionadas ao números de paresp p p
de elétrons que formam uma ligação:
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ForçasForças dasdas ligaçõesligações
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• A energia necessária para quebrar uma liga...
Tabela: Comprimento de ligação e energias de
ligação médios medidos para ligações carbono-
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Comprimento Energia
carbono
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- Quebrar ligações é sempre um processo endotérmico
(requer energia)
-Formar ligações é sempre um processo exotérmico (lib...
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) ΔHreação = ?
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Quimica geral 10

  1. 1. ConceitosConceitos básicosbásicos dede ligaçãoligação químicaquímicaquímicaquímica
  2. 2. • Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. • Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos ou grupos de átomos Normalmente encontrada entredois átomos ou grupos de átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. • Ligação iônica: geralmente resulta da transferência de elétrons deg ç o ô c : ge a e e esu a da a s e ê c a de e é o s de um metal para um não-metal. • Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
  3. 3. Para qualquer composto estável que se forma a partir de elementos ocorre umaforma a partir de elementos, ocorre uma queda da energia potencial.
  4. 4. ii iô iiô i id ódi l LigaçãoLigação iônicaiônica Considere a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = - 411,3 kJ ΔH = variação de entalpia. Entalpia é calor a pressão constante.
  5. 5. Condições que favorecem aCondições que favorecem a Formação de Compostos IônicosFormação de Compostos Iônicos Figura- Empacotamento de íons no NaCl: Forças Eletrostáticas no NaCl mantêm os íons nas posições no sólido. Estas forças constituem as ligações iônicas.
  6. 6. • O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é i d d 6 í Cl−circundado por 6 íons Cl−. • Similarmente, cada íon Cl− é circundado por seis íons Na+. • Há um arranjo regular de Na+ e Cl− em 3D• Há um arranjo regular de Na e Cl em 3D. • Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível. • Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular paraq p descrever a rede iônica.
  7. 7. A Importância da Energia da RedeA Importância da Energia da Rede
  8. 8. Afinidade Eletrônica te) Eletrônica do Cl Energia de ionização do Na onstantessãocolorapre Energia da rede gia:cal Energia necessária para formar átomos gasosos de Cl a(Energ Energia necessária para formar átomos gasosos de Na EntalpiaE
  9. 9. Figura anterior: Mudanças na energia durante a formação do NaCl, apresentadas na forma de um diagrama de energia. O caminho com o rótulo ΔHf o leva diretamenteg f ao NaCl. O outro envolve a formação de átomos gasosos a i d l í i d fi lpartir dos elementos, íons a partir destes gases e finalmente a condensação dos íons gasosos produzindo NaCl sólido. Ambos os caminhos envolvem, a mesma mudança resultante de energiaresultante de energia.
  10. 10. 1 mol de NaCl (NaCl sólido, cristalino) 1 mol de Na+ e Cl- (íons gasosos a partir do NaCl) Figura - Energia da rede: A energia da rede é igual à quantidade de energia necessária para separar os íons em um mol de um composto iônico. Para o NaCl, o processo requer converter um mol de NaCl cristalino em dois mols de íons (1 mol de Na+ e 1 mol de Cl-) A quantidade de energia é igual a 787 kJ.
  11. 11. alpia alpia Enta Enta (a) (b) Figura - A importância da energia da rede na formação de compostos iônicos: (a) A diminuição da energia provocada pela energia da rede é maior que a energia necessária para formar os íons e por isso o composto iônico é estável e pode ser produzido anecessária para formar os íons, e por isso o composto iônico é estável e pode ser produzido a partir dos elementos (b) A diminuição da energia provocada pela energia da rede é menor que a energia necessária para formar os íons, e por isso o composto iônico é instável.
  12. 12. Ligação iônicaLigação iônica Energias envolvidas nag formação da ligação iônica • Energia de rede: é a energia necessária para separarg g p p completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. • A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: QQ d QQ E l 21κ=rede κ é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas l d di i d partículas e d é a distância entre seus centros.
  13. 13. Ligação iônicaLigação iônica E i l idEnergias envolvidas na formação da ligação iônica • A energia de rede aumenta à medida que:• A energia de rede aumenta à medida que: • As cargas nos íons aumentam • A distância entre os íons diminui
  14. 14. Ligação iônicaLigação iônica
  15. 15. MudançasMudanças nana ConfiguraçãoConfiguração EletrônicaEletrônica dd íí ff AA dd t tt tquandoquando osos íonsíons sese formamformam:: AA regraregra dodo octetoocteto Na 1s2 2s2 2p6 3s1 N + 1 2 2 2 2 6 N 1 2 2 2 2 6 ≡Na+ 1s2 2s2 2p6 Ne 1s2 2s2 2p6 ≡ 1ª EI = + 496 kJ/mol 2ª EI = + 4563 kJ/mol
  16. 16. Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ca2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6Ca2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ≡ Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1ª EI = + 590 kJ/mol/ 2ª EI = + 1146 kJ/mol/ 3ª EI = + 4940 kJ/mol/
  17. 17. Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ≡ Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 O 1s2 2s2 2p4 O2- 1s2 2s2 2p6 AE resultante = + 703 kJ/mol
  18. 18. • A reação é violentamente exotérmica. • Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementosInferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. • O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl−. Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl−Observe: Na tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl tem a configuração do Ar. I t é t t N + Cl tê t t d lét• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm um octeto de elétrons circundando o íon central.
  19. 19. A regra do octetog • Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. • A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). • Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
  20. 20. A regra do octeto funciona bem para íons destes metais ebem para íons destes metais e para os ânions de não-metais do 1º e 2º períododo 1 e 2 período A regra do octeto nãog funciona bem para íons destes metais. Não é também para metais de pós transição
  21. 21. Para obter a configuração eletrônica correta dos cátions destes metais:destes metais: 1. O primeiro elétron que será pedido por um átomo ou íon será da camada com o maior n (ou seja a camadaíon será da camada com o maior n (ou seja a camada mais externa) 2 s < p < d < f2. s < p < d < f
  22. 22. EX: Qual a configuração eletrônica do íon V3+? Dê o diag ama de o bitais do íonDê o diagrama de orbitais do íon. Configuração do Argônio 3d2
  23. 23. Símbolos de Lewis • Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento. • O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. • Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis. G l l lé l d d• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento.
  24. 24. Símbolos de LewisSímbolos de Lewis Grupo Símbolo
  25. 25. LigaçõesLigações químicasquímicas,, símbolossímbolos de Lewis e ade Lewis e a regraregra dodo octetooctetode Lewis e ade Lewis e a regraregra dodo octetoocteto Símbolos de Lewis
  26. 26. EX: Utilize os símbolos de Lewis para escreverEX: Utilize os símbolos de Lewis para escrever o diagrama da reação que ocorre entre os átomos de sódio e de oxigênio formando osátomos de sódio e de oxigênio, formando os íons O2- e Na+.
  27. 27. EX: Utilize os símbolos de Lewis para escrever o diag ama da eação q e oco e ent e oso diagrama da reação que ocorre entre os átomos de sódio e de cloro, formando os íons Cl e Na+Cl- e Na+.
  28. 28. EX: Utilize os símbolos de Lewis para esc e e o diag ama da eação q e oco eescrever o diagrama da reação que ocorre entre os átomos de cálcio e de cloro, formando os íons Cl e Ca2+formando os íons Cl- e Ca2+.
  29. 29. Ligação covalenteLigação covalente • Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder h lét f t tou ganhar um elétron para formar um octeto. • Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octetoelétrons para que cada um atinja o octeto. • Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. • Por exemplo: H + H → H tem elétrons em uma linha conectando• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H.
  30. 30. (a) (b) (c) Figura - Formação de uma ligação covalente entre átomos de hidrogênio: (a) Dois átomos de H separados por uma grande distância. (b) Ao passo que os átomos se aproximam um do outro, suas densidades eletrônicas são puxadas para a região entre os núcleos. (c) Na molécula de H2, a densidade eletrônica está concentrada entre os núcleos. Ambos os elétrons na ligação são distribuídos pelos núcleos
  31. 31. Figura – A representação da formação de uma ligação covalente entre doisg ç átomos de hidrogênio. A posição de cada núcleo carregado positivamente é t d t t Arepresentada por um ponto preto. A densidade eletrônica é indicada pela intensidade do sombreamento. (a) Doisintensidade do sombreamento. (a) Dois átomos de hidrogênio separados por uma larga distância (b) Ao passo que os átomos se aproximam, o elétron de cada átomo é atraído pelo núcleo carregado positivamente do outro átomo depositivamente do outro átomo, de maneira que a densidade eletrônica começa a se deslocar. (c) Os dois elétrons podem ambos ocupar a região aonde os dois orbitais 1s se recobrem; a densidade eletrônica é mais alta naa densidade eletrônica é mais alta na região entre os núcleos dos dois átomos
  32. 32. LigaçãoLigação covalentecovalente no Hno H22 Figura – A ligação covalente no H2: (a) As atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio. (b) A distribuição eletrônica na molécula de H2. A concentração de densidade eletrônica entre os núcelos leva a uma força atrativa líquida que constitui a ligação covalente mantendo a molécula unida.
  33. 33. A energia aumenta devido a repulsão internuclear Energia de nte dois átomos infinitamente separados rescenrgiaC Uma molécula é mais estável quando sua Ener Molécula de H2 estável quando sua energia é mínima Distância internuclear Crescente Figura - Mudanças nas energias potenciais de dois átomos de hidrogênio quando estes formam H2: A energia da molécula atinge um mínimo quando há um equilíbrio entre as atrações e repulsões.
  34. 34. H-H
  35. 35. Ligação covalente e a regra do octetoLigação covalente e a regra do octeto Quando átomos formam ligações covalentes, eles te de a c pa tilha elét s até q eeles tendem a compartilhar elétrons até que adquiram uma configuração com a camada mais exter a co te do oito elétro smais externa contendo oito elétrons.
  36. 36. ee
  37. 37. ou ou ou metano amônia água
  38. 38. Ligação covalenteLigação covalente E t t d L iEstruturas de Lewis • As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de L i d l tLewis dos elementos: Cl + Cl Cl Cl • Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha: Cl + Cl Cl Cl representado por uma única linha: Cl Cl H F H O H N H CH H HCl Cl H F H H CH H H
  39. 39. LigaçãoLigação CovalenteCovalente MúltiplasMúltiplas • É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): • Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); • Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);2 • Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). H H O O N N • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
  40. 40. 8 elétrons
  41. 41. 8 elétrons 8 elétrons
  42. 42. OrdemOrdem dede LigaçãoLigaçãoOrdemOrdem dede LigaçãoLigação É definida como o número de pares de elétrons ilh d d i ácompartilhados entre dois átomos. Ordem de ligação 3 no oda Ordem de ligação 3 nuição imento gação Ordem de ligação 2 Dimin compri lig c Ordem de ligação 1
  43. 43. Polaridade da ligação ePolaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividade • Em uma ligação covalente os elétrons estão compartilhados• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. • O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. E i l li õ l i lé ã• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro. • O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações lpolares.
  44. 44. Eletronegatividadeg • Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa moléculapara si em certa molécula . • Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,9 (Cs) a 4 0 (F)(Cs) a 4,0 (F). • A eletronegatividade aumenta:• A eletronegatividade aumenta: • Da esquerda para a direita em um período e • ao subirmos em um grupo• ao subirmos em um grupo.
  45. 45. EletronegatividadeEletronegatividade Lantanídeos 1,0- 1,2, , Actinídeos 1,0- 1,2 Figura - A eletronegatividade dos elementos
  46. 46. Figura - Variação na porcentagem do caráter iônico de uma ligação entre átomos de diferentes eletronegatividades: A ligação torna se 50% iônica quandoeletronegatividades: A ligação torna-se 50% iônica quando a diferença de eletronegatividade é 1,7. Isto significa que os átomos na ligação carregam uma carga parcial deg ç g g p aproximadamente + 0,5 unidades.
  47. 47. Eletronegatividade e polaridade de ligação • A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:uma medida da polaridade de ligação: • as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolaresresultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); • as diferenças de eletronegatividade próximas a 2ç g p resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); dif d l i id d i• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons)elétrons).
  48. 48. Eletronegatividade e polaridade de ligaçãop g ç • Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. • A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar ép ( p ) g ç p representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
  49. 49. Figura- Ligações covalentesFigura Ligações covalentes polares e não-polares: (a) A densidade eletrônica do par de elétron na ligação é dispersa igualmente entre os dois átomos de H no H o qual gera umade H no H2, o qual gera uma ligação não-polar. (b) No HCl, a densidade eletrônica é puxadadensidade eletrônica é puxada mais fortemente pelo Cl, fazendo esta parte da molécula ligeiramente negativa. Ao mesmo tempo, a parte do molécula onde está o H émolécula onde está o H é ligeiramente positiva. O resultado é uma ligaçãoresultado é uma ligação covalente polar.
  50. 50. Polaridade da ligação ePolaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade M t d di l eletronegatividadeeletronegatividade Momentos de dipolo • Considere HF: • A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. • Há mais densidade eletrônica no F do que no H. • Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da moléculaUma vez que há duas extremidades diferentes da molécula, chamamos o HF de um dipolo. • O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo: d Q é d d Qr=μ onde Q é a grandeza das cargas. • Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
  51. 51. No cloreto de amônio, a ligação entre o cátion NH4 + e o ânion Cl- é iônica Portanto nem sempre a ligação iônica ocorreCl é iônica. Portanto, nem sempre a ligação iônica ocorre entre um metal e um não-metal. Nesta substância todos os elementos são não-metais. De fato, a ligação iônica é aquelag ç q que se dá entre um ânion e um cátion. Observe também que além da ligação iônica o cloreto de ô i i li õ l t t it ê iamônio possui ligações covalentes entre o nitrogênio e os hidrogênios.
  52. 52. Íons poliatômicosÍons poliatômicos O í li ô i ã f d d há• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações l t P l SO 2 NOcovalentes. Por exemplo, SO4 2−, NO3 −.
  53. 53. El t ti id dEl t ti id d R ti id dR ti id d ddEletronegatividade e aEletronegatividade e a ReatividadeReatividade dede MetaisMetais ee NãoNão--MetaisMetais
  54. 54. EletronegatividadeEletronegatividade Lantanídeos 1,0- 1,2, , Actinídeos 1,0- 1,2 Figura - A eletronegatividade dos elementos
  55. 55. Reatividade dos Metais: facilidade de oxidação Oxidado menos facilmente Oxidado mais facilmente Figura - A variação da facilidade de oxidação dos metais com a posição na tabela periódica’
  56. 56. Reatividade dos Não-Metais : facilidade de redução ( id d d t t id t )(capacidade de atuar como agente oxidante). O mais poderoso agente oxidante é o flúor (maiorp g ( eletronegatividade)
  57. 57. F2 + 2 Cl- 2F- + Cl2 Flúor F2 + 2 Br- 2F- + Br2 F2 + 2 I- 2F- + I2 Cloro Cl2 + 2 Br- 2Cl- + Br2 Cl2 + 2 I- 2Cl- + I2 BromoBromo Br2 + 2 I- 2Br- + I2
  58. 58. Exceções à regra do octetoExceções à regra do octetoç gç g • Existem três classes de exceções à regra do octeto: • moléculas com número ímpar de elétrons;• moléculas com número ímpar de elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; • moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto ou seja• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Número ímpar de elétrons • Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.número ímpar de elétrons. N O N ON O N O
  59. 59. ExceçõesExceções àà regraregra dodo octetooctetoExceçõesExceções àà regraregra dodo octetoocteto Deficiência em elétrons • Relativamente raro. • As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos 3A. • O exemplo mais típico é o BF3.
  60. 60. ExceçõesExceções àà regraregra dodo octetoocteto Quatro elétrons em volta do berílio Seis elétrons em volta do boro
  61. 61. Exceções à regra do octetoExceções à regra do octetoç gç g Expansão do octeto • Esta é a maior classe de exceções. • Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. • Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extraeletrônica extra.
  62. 62. ExceçõesExceções àà regraregra dodo octetoocteto
  63. 63. UmUm MétodoMétodo parapara EscreverEscrever EstruturasEstruturas dede LewisLewis
  64. 64. 1. Decida o arranjo inicial dos átomos (como se )conectam) 2. Conte todos os elétrons de valênciaConte todos os elétrons de valência 3. Coloque dois elétrons em cada ligaçãoColoque dois elétrons em cada ligação continua
  65. 65. 4. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central, colocando pares de e-. 5. Coloque os elétrons restantes no átomo central aos pares 6. Se o átomo central não completar o octeto, faça ligações duplas ou triplas, se necessário.
  66. 66. EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de ácido clórico, HClO3. Como os átomos se conectam El t Elét d d V lê i T t l d Elét d se conectam Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela periódica) Total de Elétrons de valência por elemento H 1 1 x 1 = 1 Cl 7 1 x 7 = 7 O 6 3 x 6 = 18 TOTAL 26
  67. 67. Utilizamos 8 elétrons Faltam colocar 18 elétrons para dar 26Utilizamos 8 elétrons. Faltam colocar 18 elétrons para dar 26. Utilizamos 24 elétrons. Faltam colocar 2 elétrons para dar 26.
  68. 68. EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de SO3. O S O O Como os átomos se conectam El t Elét d d V lê i T t l d Elét d O S O se conectam Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela periódica) Total de Elétrons de valência por elemento S 6 1 x 6 = 6 O 6 3 x 6 = 18 TOTAL 24
  69. 69. dá ou
  70. 70. CargaCarga formalformalCargaCarga formalformal A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesmamolécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
  71. 71. CargaCarga formalformalgg • Para calcular a carga formal:g • Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.q • Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação.
  72. 72. Carga formal = Número de elétrons na Número de ligações no Número de elétrons não-+camada de valência do gações o átomo e ét o s ão compartilhados- + átomos isolado
  73. 73. Carga formal • Considere: • Para o C: C N • Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica). • Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. • Carga formal: 4 – (3 +2) = -1.
  74. 74. Desenhando as estruturasDesenhando as estruturas de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis Carga formal • Considere: • Para o N: C N • Para o N: • Existem 5 elétrons de valência. • Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estr t ra de Le isHá 5 elétrons pela estrutura de Lewis. • Carga formal = 5 – (3+2) = 0. • Escrevemos: C N
  75. 75. AA cargacarga formal e aformal e a SeleçãoSeleção dede estruturasestruturas de Lewisde Lewisestruturasestruturas de Lewisde Lewis Vamos analisar estrutura de Lewis para o ácido sulfúricoVamos analisar estrutura de Lewis para o ácido sulfúrico Estrutura 1 dá Estrutura 2dá
  76. 76. S O H Figura - A estrutura do ácido sulfúrico no estado de vapor: Note a diferença nos comprimentos das ligações S-O
  77. 77. Elétrons não-compartilhados t l i t Os elétrons numa ligação são divididos igualmente pertencem exclusivamente a um átomo são divididos igualmente entre os dois átomos Há 4 ligações no átomo de Carga formal no S Há 4 ligações no átomo de enxofre Carga formal no S Um átomo isolado neutro de S tem 6 elétrons Não há pares não- compartilhados no enxofrede S tem 6 elétrons p
  78. 78. 6 – (1 ligação + 6 não-compartilhado) = -1 6 – (2 ligação + 4 não-compartilhado) = 0
  79. 79. Carga formal zero para todos os átomosp
  80. 80. Quando temos várias estruturas de Lewis possíveis damos preferênciaLewis possíveis, damos preferência àquela com as memores cargas formais, pois são as mais estáveis e portanto aspois são as mais estáveis e, portanto, as mais prováveis de ocorrer.
  81. 81. EX: Um estudante escreveu três estruturas de Lewis para a molécula de ácido nítrico. Qual é a mais provável de ocorrer (a mais estável)? III não é viável, pois o nitrogênio, elemento do 2º período Não comporta 10 elétrons
  82. 82. Estrutura I Estrutura II
  83. 83. Mais estável
  84. 84. EX: Podemos escrever duas estruturas para o BCl3.3 Qual é a mais provável de ocorrer (a mais estável)?)
  85. 85. Mais estável
  86. 86. EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de NH4 1+. H N H H H N H H Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela periódica) Total de Elétrons de valência por elemento periódica) N 5 1 x 5 = 5 H 1 4 x 1 = 4 Total Parcial 9 TOTAL 8
  87. 87. EX: Qual a estrutura de Lewis para a molécula de IF4 1-. Elemento Elétrons de de Valência dos elementos (ver tabela periódica) Total de Elétrons de valência por elemento periódica) I 7 1 x 7 = 7 F 7 4 x 7 = 28 Total Parcial 35 TOTAL 36
  88. 88. ou Utilizamos 32 elétrons. Faltam colocar 4 elétrons para dar 36.
  89. 89. EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância • Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de LewisLewis. • Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.
  90. 90. A estrutura mais estável tem: • a carga formal mais baixa em cada átomoátomo • a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativosátomos mais eletronegativos
  91. 91. EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância • Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simplesidênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). O O O O
  92. 92. Estruturas de ressonância
  93. 93. EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonânciaEstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância • As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades textremas.
  94. 94. Outra metáfora para compreender fórmulas de ressonância jumento cavalo mulamula Uma mula que é o híbrido entre um jumento e um cavalo não é umUma mula , que é o híbrido entre um jumento e um cavalo, não é um jumento num minuto e um cavalo em outro. Embora tenha característica de ambos, uma mula é sempre uma mula. Um híbrido de, p ressonânica também possui características dos contribuintes de ressonância, mas nunca terá a estrutura de nenhum deles.
  95. 95. EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância E l ô i ibilid d ê li ã EstruturasEstruturas dede ressonânciaressonância • Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. O O O O O O O O • Exemplos comuns: O3, NO3 -, SO4 2-, NO2 e benzeno.
  96. 96. Exemplos Na+ F- H-H Exemplos H+ H- Na-F [Ca2+] 2 Br- Br-Ca- Br- Caráter covalente C át iô i Contribuição desprezível Contribuição desprezível Caráter parcialmente covalente e iônico covalente Caráter iônico
  97. 97. Uma das etapas ao se fazer estrutura dese fazer estrutura de Lewis do NO3 1-
  98. 98. EX: Escreva as estruturas de ressonância para o íon sulfito, SO3 2-.
  99. 99.
  100. 100. DesenhandoDesenhando asas estruturasestruturas de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis Ressonância no benzeno • O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos dehexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio. • Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de CC. • A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligaçõesp q g ç C-C têm o mesmo comprimento. • Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
  101. 101. Ressonância no benzeno • Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C eforma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel: • O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas h d d t áti (d id h i )chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).
  102. 102. Figura.Benzeno : A molécula tem uma estrutura hexagonal.hexagonal.
  103. 103. LigaçõesLigações CovalentesCovalentes CoordenadasCoordenadas ((dativadativa))
  104. 104. LigaçõesLigações CovalentesCovalentes CoordenadasCoordenadas ((dativadativa))
  105. 105. Duas propriedades relacionadas ao números de paresp p p de elétrons que formam uma ligação: -a distância entre os núcleos (comprimento de ligação)( p g ç ) e - a energia necessária para separar os átomos ligadosg p p g e torná-los novamente partículas neutras, a energia de ligação.g ç Conforme a ordem de ligaçãoConforme a ordem de ligação aumenta, o comprimento de ligação diminui e a energia de ligaçãodiminui e a energia de ligação aumenta, quando comparamos ligações similaresligações similares
  106. 106. ForçasForças dasdas ligaçõesligações covalentescovalentescovalentescovalentes • A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para ap ç g ç , , p molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo ΔH para a reação: Cl2(g) → 2Cl(g). • Quando mais de uma ligação é quebrada: CH4(g) → C(g) + 4H(g) ΔH = 1660 kJ • A entalpia de ligação é uma fração do ΔH para a reação de atomização: D(C-H) = ¼ ΔH = ¼(1660 kJ) = 415 kJ ΔH : variação de calor a pressão constante
  107. 107. Tabela: Comprimento de ligação e energias de ligação médios medidos para ligações carbono- b Comprimento Energia carbono ligação de ligação (pm) Energia de ligação (kJ/mol)
  108. 108. - Quebrar ligações é sempre um processo endotérmico (requer energia) -Formar ligações é sempre um processo exotérmico (libera energia). Supõe-se que a reação ocorra em duas etapas: -Nós fornecemos energia suficiente para quebrar aquelas ligações que não estão presentes nos produtos -Nós formamos ligações (há liberação de energia) que não estão presentes nos reagentes ΔH reação = Σ (entalpias de ligação das ligações quebradas) – Σ (entalpias de ligação das ligações formadas)
  109. 109. CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) ΔHreação = ? forma ΔH reaçãoç
  110. 110. É importante lembrar que as entalpias de ligação sãoÉ importante lembrar que as entalpias de ligação são derivadas para moléculas gasosas e que elas são frequentemente valores médios. Portanto, entalpias defrequentemente valores médios. Portanto, entalpias de ligações médias são úteis para rápidas estimativas de entalpias (calor a pressão constante) de reação,entalpias (calor a pressão constante) de reação, especialmente para reações em fase gasosa.

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