Apresentação do PowerPoint

16/08/2011
Ligações Químicas
• O professor recomenda:
Ligações Químicas
Estude pelos seguintes livros/páginas sobre a Ligações
químicas e faça os exercícios!
Prof. Ms. Vanderlei Inácio de Paula
Shriver Ed 3.
Cap.3
p. 87-126
Shriver Ed 4
Cap.2
p.57-91
Atkins & Jones
Cap. 3
p. 219-258
Brown Cap. 9
p. 290-334
Lee Cap. 4
p. 38-61
Mahan Cap.11 e 12
p. 306-351
Russel v2
Cap.19
p. 926-966
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16/08/2011
Revisão – Ligação Química
• Estrutura de Lewis:
– Gilbert Newton Lewis
• Estabilidade máxima é alcançada quando um átomo
torna-se isoeletrônico com um gás nobre.
• Nas ligações químicas os elétrons mais externos são
utilizados, conhecidos por elétrons de valência.
• O símbolo de Lewis consiste no símbolo do elemento
químico e mais um ponto para cada elétron de valência.
Revisão - Ligação Iônica:
Revisão – Ligação Química
• Ligação entre átomos que prevalece a doação ou
• Regra do Octeto:
oito elétrons
ESTABILIDADE...
Ligação Iônica
Ligação metálica
Ligação covalente
Revisão - Distribuição eletrônica :
11Na
2
2
6
1
1s 2s 2p 3s
-
1e-
+
1e-
Retirando um elétron
da camada de valência
2
17Cl
2
6
2
+
11Na
2
6
1s 2s 2p
Um elétron a menos
na camada de valência
-
2
1s 2s 2p 3s 3p
5
Acrescentando um elétron
na camada de valência
17Cl
2
2
6
2
6
1s 2s 2p 3s 3p
Um elétron a mais
na camada de valência
ganho de elétrons, assim sendo sempre haverá
formação de íons (cátions (+) e ânions (-) ).
• Veja o exemplo do composto iônico NaCl (sal de
cozinha):
8 elétron na
penúltima camada.
2
2
6
1
2
2
6
2
1 elétron na camada
de valência (fronteira).
11Na:
1s 2s 2p 3s
17Cl:
1s 2s 2p 3s 3p
5
7 elétron na camada
de valência (fronteira).
Revisão - Ligação Iônica:
• O sódio (Na) perderá um elétron tornando se estável com os
oito elétrons restantes da penúltima camada. Será formado o
cátion Na+, veja que o símbolo POSITIVO (+)
INDICA A AUSÊNCIA DE ELÉTRONS.
• O cloro (Cl) ganhará um elétron tornando se estável com oito
elétrons na ultima camada. Assim será formado um ânion, Cl-;
veja que o símbolo NEGATIVO (-) INDICA O
GANHO DE ELÉTRONS.
2
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Revisão - Fórmula Iônica:
Cátion
x+
y
Ânion
yx
Revisão - Retículo cristalino:
Exercícios:
• Dados os grupos dos elementos, faça a
representação de Lewis e forneça a fórmula
resultante para as ligações iônicas entre os
elementos:
• I- Ca (grupo 2) e Br (grupo 17).
• II-Na (grupo 1) e O (grupo 16).
• III- Mg (grupo 2) e S (grupo 16).
• IV- Al (grupo 13) e F (grupo 17).
Ruptura de cristal
Exercícios:
• Os compostos formados pelos pares:
• Mg e Cl;
Ca e O;
Li e O;
K e Br;
• possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e os
ânions são, respectivamente:
• (Dados: Li (Z = 3); O (Z = 8); Mg (Z = 12); CI (Z = 17); K (Z
= 19); Ca (Z = 20); Br (Z = 35)).
• a) 1 : 1
2:2
1 :1
1:2
• b) 1 : 2
1:2
1:1
1:1
• c) 1 : 1
1:2
2:1
2:1
• d) 1 : 2
1:1
2:1
1:1
• e) 2 : 2
1:1
2:1
1:1
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Revisão – Ligação covalente
Estrutura de Lewis
• Etapas para escrita da estrutura de Lewis:
• Gilbert Lewis propôs:
– Durante a ligação química ocorre o
compartilhamento de elétrons pelos átomos.
– Compostos covalentes ou moleculares são aqueles
que contêm ligação covalente.
– A formação de ligação covalente entre átomos
polieletrônicos envolve apenas os elétrons de
valência.
Pares isolados
– Somar os elétrons de valência de todos os átomos.
• No caso da molécula de água (H2O) temos:
• Use um par de elétron para ligar cada conjunto de
átomos (H-O), assim terá: H-O-H
• Arranje os elétrons satisfazendo o número de elétrons
de valência de cada átomo individual.
Elétrons da ligação
Estrutura de Lewis
• Vamos montar a molécula de CO2 :
– A soma dos elétrons de valência:
– A formação da ligação em cada grupo (C-O) logo
temos O-C-O.
– Dos 16 (e-) iniciais sobraram 12 (e-), usa-se um
par em cada ligação, assim é pode se montar com
os pares isolados:
– A estrutura ainda não está correta, pois o carbono
possui 4 (e-), assim o correto será:
Exercícios – Estrutura de Lewis
Estrutura de Lewis
• Vamos o íon cianeto (CN-):
– A soma dos elétrons de valência:
– O elétron do ânion é considerado na contagem.
– Após a ligação C-N ainda resta 8 (e-).
– Distribuindo os elétrons nas ligações se forma
uma tripla ligação entre C e N.
– Repare que há um par isolado no carbono e no
nitrogênio.
Resolução:
• Monte a estrutura de Lewis para as seguintes
moléculas:
a) HF
b) N2
c) NH3
d) CH4
Estratégia:
Aplique as três etapas básicas
e) CF4
conforme realizado anteriormente.
Tente realizar sozinho, a resposta está
f) NO+
nos próximos slides.
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Estrutura de Lewis
• Desafio: monte as estrutura para SF4 e SF6
– Os elétrons de valência para SF4 é 6 + (7x4) = 34 e– Monte uma ligação S-F com cada Flúor e ainda
haverá 13 pares de elétrons remanescente.
– A estrutura ao lado ainda não está correta.
– Falta adicionar um par de elétron.
– O enxofre expandiu sua camada de valência.
Estrutura de Lewis
• A estrutura SF6 ficará assim:
– Os elétrons de valência para SF6 é 6 + (7x6) = 48 e– Os 24 pares de elétrons, seis são utilizados nas
ligações S-F e os 18 pares são divididos nos 6
átomos de flúor. O enxofre está com a camada de
valência expandida com 12 elétrons.
Enxofre
com 10e-
Comprimento de ligação
Comprimento de ligação
• O comprimento de ligação está diretamente
atrelado com as propriedades das moléculas.
* pm = 10-12 m
Comprimento de ligação
Exercícios - Comprimento de ligação
• Preveja em cada par de ligações qual tem
menor comprimento.
a) P-O ou S-O
b) C=C ou C-C
c) C-S ou C-Cl
Estratégia:
Tente fazer as previsões e depois
confirme com os valores aproximados
das tabelas apresentadas.
* pm = 10-12 m
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Energia de ligação
Energia de ligação
• A força da ligação química está envolvida
diretamente em relação a energia liberada
pela formação da ligação (processo
exotérmico) ou pela energia absorvida pela
quebra da ligação (processo endotérmico).
• Cálculos envolvendo a energia de ligação
permite fazer previsão do comportamento
energético de cada reação.
H2 + Cl2  HCl
absorve ou libera calor?
Energia de ligação
Energia de ligação
Exercícios – Energia de ligação
• Calcule a entalpia de reação a partir das
energias de ligações envolvidas.
2
Estratégia:
Calcule as energias necessárias para
quebrar as ligações e para formação.
Leve em consideração a quantidade.
Resolução
• Energia absorvida pela quebra de ligações:
4 x (C-H) = 1664 kJ
2 x (C=N) = 1232 kJ + 3732 kJ
2x (N=N) = 836 kJ
• Energia liberada pela formação de ligações:
4 x (C-H) = 1664 kJ
1 x (C=C) = 598 kJ - 4154 kJ
2 x (NN) = 1892 kJ
• Total de energia envolvido = - 422 kJ
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Eletronegatividade
• A ligação química é um equilíbrio de
forças atrativas e repulsivas. Alguns
átomos tendem a atrair mais os
elétrons de uma ligação química.
Exercícios – Eletronegatividade
• Para cada par de ligações indique a carga
positiva e negativa, indique qual a ligação
mais polar.
+ -
+
-
- +
+ -
a) Cl-F e Br-F
b) N-Cl e P-Cl
Eletronegatividade
Momento dipolar
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Momento dipolar
Carga formal
• A carga formal de um átomo é a diferença entre o
número de elétrons de valência em um átomo
isolado e o número de elétrons atribuídos a esse
átomo em uma estrutura de Lewis.
Segue o modelo de
cálculo
da
carga
formal para o ânion
cianato NCO .
Exercícios – Carga formal
Exercícios – Carga formal
• A duas possibilidade de estrutura de Lewis
para N2O, determine a carga formal.
Estrutura
• A duas possibilidade de estrutura de Lewis
para Cl2O, determine a carga formal.
Estrutura
-1
+1
0
0
+1
-1
preferencial
Ressonância
• A estrutura de Lewis para a molécula do
ozônio, O3, pode ser montada de duas
maneira:
• Na verdade a molécula possui uma estrutura
de ressonância, ou seja, ambas estruturas
existem em equilíbrio. A seta de duas pontas é
utilizada nesse caso.
-1
+1
0
0
0
0
preferencial
Ressonância
• O ânion carbonato (CO3-2) também possui estruturas
de ressonância.
• As estruturas em ressonância são também mostradas
por linhas tracejadas.
• A distância das ligações dos átomos de oxigênio é
129 pm, um intermediário entre C-O (143 pm) e C=O
(122 pm).
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Ressonância
Exercícios - Ressonância
• A molécula de benzeno é um exemplo típico
de estruturas em ressonância. No caso há
duas estruturas em ressonância como vemos
abaixo:
• Escreva as estruturas de Lewis em ressonância
para o íon cianato (NCO-). Calcule também a
carga formal para a estrutura preferencial.
A molécula pode ser representada
mostrando ou não os hidrogênios.
Perceba que as ligações duplas são alternadas,
mas as posições são diferentes.
Estrutura preferencial
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
• A ligação covalente é formada quando dois átomos aproximam
• As estruturas de Lewis não explicam a formação de
uma ligação.
• Qual a maneira correta de considerar a ligação
química levando em conta os termos da mecância
quântica?
seus orbitais atômicos semi-preenchidos ocorrendo uma
sobreposição dos orbitais.
• Os elétrons são emparelhados em sobreposição dos orbitais
atômicos ocorrendo atração dos mesmos em ambos núcleos
atômicos.
• Ligação H–H é resultante da sobreposição dos orbitais 1s do
hidrogênio, parcialmente ocupados.
• Ligação H-H possui simetria cilindrica, ligação sigma ().
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
.H
H.
Energia
Cargas pontuais
H2
HCl
Cl2
Energia de Ligação
H
H (distância entre átomos de H)
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Teoria de Ligação de Valência (TLV)
As forças eletrostáticas presentes na molécula de gás
hidrogênio: H2
Repulsão eletrônica
(destabilização)

Repulsão nuclear
(destabilização)

atração
elétron-núcleo (estabilização)
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
• À medida que dois átomos se aproximam, seus orbitais atômicos se
superpõem. O aumento da superposição possui um máximo até o
momento que a energia de interação diminui.
• A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada.
• A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de
ligação). Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos
começam a se repelir e a energia aumenta.
• À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons
Hibridização
• Cada orbital atômico possui uma energia distinta,
entretanto é possível ocorrer a promoção de elétrons
de um orbital ocupado para outro orbital
desocupados.
• Pela TLV o Berílio não faria nenhuma ligação química
pois o orbital 2s já está totalmente ocupado, da
mesma forma o Boro faria somente uma ligação e o
Carbono duas ligações. Como poderia existir BeF2,
BF3 e CH4
equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo-núcleo, elétronelétron).
Hibridização
Hibridização
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•
Hibridização
Hibridização
Ligação sigma ()
Ligação Pi ()
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
A teoria do orbital molecular (TOM): Indica as energias dos orbitais que
contém os elétrons envolvidos nas ligações químicas, podendo predizer a
ordem de ligação e disponibilidade dos elétrons nas ligações.
•
A ligação sempre ocorre em menor energia possível.
•
É possível obter combinações anti-ligantes, ou seja, que não são favoraveis a
combinações dos orbitais atômicos, geralmente são combinações de alta
energia.
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Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Diagrama de energia do H2 por TOM
2 e-s em orbital ligante
de baixa energia
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
0 e-s em orbital antiligante de alta energia
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
A ordem de ligação é definida como:
elétrons ligantes - elétrons antiligantes
2
A ordem de ligação na molécula de H2 é (2-0)/2 = 1. Já
para a molécula hipotética de He2 a ordem de ligação é
(2-2)/2 = 0. O valor da ordem de ligação indica o
número de ligações feitas entre dois átomos.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Anti-ligação *1s OM – e- densidade “fora dos nucleos”
Ligação 1s OM –e- densidade entre 2 núcleos
12
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Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Orbital molecular de p–p / -ligante
2 e-s em orbital ligante de
baixa energia
Orbitais moleculares de p–p -ligante
0 e-s em orbital antiligante de alta energia
Exercícios –TOM
Calcule a ordem de ligação para cada íon ou
molécula.
2 e-s orbital ligante de
baixa energia
0 e-s em orbital antiligante de alta energia
•
•
•
•
H2+
H2
He2+
He2
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Teoria do Orbital Molecular (TOM)
2px é maior do que 2py 2pz para o O2 e F2
O , F , Ne (O )
Gás oxigênio
2
2p
2
2
2
2p
Estrutura de uma ligação dupla
(omissão dos orbitais moleculares antiligantes)
2p
2p
2p
2p
O2 é paramagnético !
2s
2s
Orbital
Atômico
2s
Orbital
molecular
2s
Orbital
Atômico
C2H2 (acetileno) – Tripla ligação
• 2 -ligação de C(sp)–H(s) sobrepostos
• 1 - ligação de C(sp)–C(sp) sobrepostos
• 2 perpendicular - ligação de C(p)–C(p) sobrepostos
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C6H6 (benzeno) ligação
• Cada C usa os orbitais 2sp2 para fazer 3 ligação 
• Um orbital 2p de cada C é remanescente
C6H6 (benzeno) ligação 
Benzeno
+
Resonance Structures
Localized  bonding
+
+
+
- -
+
+
-
-
+
-
Delocalized  bonding
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