Por que se forma uma ligação química???

LIGAÇÃO QUÍMICA
• O que causa a formação de uma ligação Química ?
Surgem, então, os termos de energia potencial que descrevem a interação entre as partículas.
Energia Potencial Repulsiva (entre partículas de mesma carga)
Energia Potencial Atrativa (entre elétrons e núcleos)
E =K
ZeZe
R12
Ze 2
E = −K
re −n
Por que se forma uma ligação química???
A ligação química irá se formar se houver uma queda na
energia total do sistema, ou seja, há uma queda na
variação da energia livre de Gibbs dos produtos em
relação aos reagentes.
Esta queda de energia se deve aos termos de energia
potencial atrativos descritos anteriormente. Por exemplo,
no caso da formação da molécula de H2 há uma queda
de 436 kJ mol-1.
ESTRUTURAS DE LEWIS
•
•
•
•
•
Determine o átomo central da molécula, caso ela possua mais de dois átomos. (
Normalmente é o átomo em menor quantidade na fórmula do composto, exceto o
hidrogênio)
Conte todos os elétrons de valência dos átomos que participam da molécula. No
caso da molécula ser catiônica diminua um elétron do átomo central, para
moléculas aniônicas acrescente um elétron a um dos átomos nas extremidades.
Emparelhe os elétrons, disponha um par entre os átomos periféricos e o átomo
central de forma a completar o octeto do átomo central. Caso o átomo central não
complete o octeto ao formar ligações simples com os átomos da periferia atribua
quantas ligações duplas forem necessárias para que o átomo central complete o
octeto.
Distribua os elétrons restantes em pares ao redor dos outros átomos da perifieria.
Verifique se todos os átomos têm no mínimo 8 elétrons de valência, lembre-se
átomos que não são do 1o e 2o períodos podem ter mais de 8 elétrons de valência,
especialmente se forem os átomos centrais.
ESTRUTURAS DE LEWIS
RESSONÂNCIA
• Uma única molécula pode ter mais de uma estrutura de
Lewis satisfatória. Neste caso dizemos que a molécula têm
fórmulas canônicas.
• A estrutura real do composto não é nenhuma das fórmulas
canônicas e sim uma mistura de todas elas, a esta estrutura
mista chamamos híbrido de ressonância.
SO2
SO42-
O
O
O
S
S
O
O
O
O
O
O
S
O
O
O
O
S
O
O
S
O
O
O
S
O
O
ESTADO DE OXIDAÇÃO
•
•
•
•
•
•
•
•
O número de oxidação (NOX) de um elemento na sua forma elementar é
sempre zero. P4 : o P tem NOX = 0, O2: O tem NOX = 0, S8: S tem NOX = 0.
O NOX de um íon simples é sempre a sua carga; Al3+ NOX=+3, I-: I tem NOX
= -1.
A soma de todos os NOX de todos os átomos em um composto neutro deve ser
igual a zero. Para um íon complexo a soma deve ser igual a carga do íon.
EX.: íon hexafluorfosfato: PF6-1 então ( NOX do P + 6 x NOX do F) = -1
Nos compostos o F têm estado de oxidação –1, quando os outros elementos do
grupo 7A aparecem isoladamente ou em íons complexos, desde que não
sejam os átomos centrais, o seu NOX é igual a -1.
Elementos dos grupos representativos IA, IIA e IIIA geralmente têm carga
igual a +1, +2 e + 3 respectivamente.
O oxigênio geralmente têm NOX –2, mas pode ter NOX –1 em peróxidos
como o H2O2, peróxido de hidrogênio, e NaO, peróxido de sódio.
O hidrogênio geralmente tem NOX = +1, exceto nos hidretos de metais, por
exemplo NaH, onde possui NOX = -1.
CARGA FORMAL
•
Método 1:
– Conte o número de elétrons de valência de cada átomo antes de participar do
composto ( N1), conte o número de elétrons de valência depois de formar o
composto supondo igual compartilhamento de elétrons das ligações (N2).
– A carga formal sobre o átomo será N1-N2
•
Método 2:
– Conte N1, conte o número de elétrons de valência ao redor do átomo após
formar o composto supondo que o átomo mais eletronegativo fica com o par
de elétrons da ligação (N3).
– A carga formal será N1-N3.
Método de Allen ( Prof. Leland Allen da Princeton University )
– Carga formal = CF; Grupo da tabela periódica ao qual o átomo pertence =
GTP; número de elétrons em pares não ligantes (NENL), χi =
eletronegatividade de Pauling do átomo i; número de elétrons que fazem parte
da ligação entre o átomo i e o átomo j = NL
•
CF = GTP
− NENL
−
∑




χ
χi
+ χ
i
j

 xNL


ij
CARGA FORMAL
Exemplo de Cálculo
H
H
O
χH = 2.1
χC = 2.5
χO = 3.5
Eletronegatividade e Polaridade
de Ligação
χA - χB
0.1
0.3
0.5
0.7
0.9
1.1
1.3
1.5
1.7
1.9
2.1
2.3
2.5
2.7
2.9
3.1
% i on i c ch ar act er
0.5
2
6
12
19
26
34
43
51
59
67
74
79
84
88
91
3.3
92
Polaridade de Ligações
Químicas
GEOMETRIA MOLECULAR
TEORIA DA REPULSÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIA
TRPEV
Em 1957, o químico Ronald J. Gillepsie (1924-,
Inglaterra) desenvolveu uma teoria que pode
ajudar na previsão da geometria molecular
através da TRPEV.
Para se detrminar a geometria de um composto devem se seguir os seguintes passos:
•
A partir da fórmula química determinar a estrutura de Lewis
•
Classificar os pares de elétrons em torno do átomo central em ligantes e não-ligantes
•
Contar o número de pares de elétrons ligantes ao redor do átomo central
c.1. Cada dupla e tripla ligação na TRPEV conta como um único par.
•
Utilizando a tabela na transparência seguinte é possível determinar a geometria
molecular com razoável confiança.
Esta Tabela é confeccionada baseando-se na minimização da energia da molécula pela
minimização das repulsões entre os pares de elétrons, sendo que, repulsões que
elvolvam ao menos um par de elétrons não ligante são mais fortes.
bilbo.edu.uy/~dec/ecampos/catedra_inorganica/ general1/geometria/tapa.html
www.chemistry.mcmaster.ca/extracts/ extracts99/ronald_gillespie/
# total de Pares de
elétrons Ligantes em
torno do átomo
central
# Pares de elétrons
ñ-ligantes em torno
do átomo central
# Pares de elétrons
ligantes em torno do
átomo central
Geometria
Molecular
Exemplo
2
0
2
Linear
BeCl2;CO2
3
3
0
1
3
2
Trigonal
Angular
BCl3; CH3+,
NOCl, SO2
4
0
1
2
4
3
2
Tetraédrica
Piramidal
Angular
CH4, RSO32NH3, PH3
H2S, H2O
5
0
5
Bipirâmide trigonal ou
Pirâmide de Base
quadrada
Gangorra
Forma T
Linear
PF5
Octaédrica
Pirâmide de base
quadrada
[CoCl6]4-; PF6IF5-
Quadrangular ou
quadrado plano
XeF4, ICl4-
6
1
2
3
4
3
2
0
1
6
5
2
4
SCl4
IF3
XeF2
Geometria Molecular
Molécula de amônia: 4 pares de elétrons ao redor do N, 1 par
não ligante resultando em uma geometria piramidal.
www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C1/
bilbo.edu.uy/~dec/ecampos/catedra_inorganica/ general1/geometria/tapa.html
www.chemistry.mcmaster.ca/extracts/ extracts99/ronald_gillespie/
Geometria Molecular
Geometria Molecular
F
B
F
F
O
Cl
N
Geometria Molecular
I3-
Geometria Molecular
Glicina (Gly)
Geometria Molecular
Benzeno
Naftaleno
Coroneno
GEOMETRIA MOLECULAR
C60- Buckyminsterfulureno
Momento de Dipolo da Ligação
µ (D ) = q.r = (χ A − χ B )
1D = 3,336 x10
−30
Cm
Aqui estamos representando apenas a parte escalar de µ.
Para o HCl temos q= e= 1,60.10-19C e r=1,36.10-10m
Então µ=2.18.10-29 C.m=6,54D
Mas o valor experimental é de 1,03D; então a separação de carga
não é completa e a ligação não é totalmente iônica.
HIBRIDIZAÇÃO
e
LIGAÇÃO QUÍMICA LOCALIZADA
• Rigorosamente é uma forma de combinar as funções de
onda eletrônicas(ψ) para induzir uma determinada
geometria molecular.
• Desta forma o número de funções de onda eletrônicas
originais é o mesmo número de funções de onda
hibridizadas (Φ).
• Por exemplo para o BeH2, sabemos que a geometria da
molécula é linear. Desta forma poderíamos gerar orbitais
híbridos das ψ2pz e ψ2s da seguinte forma:
• ψ2s + ψ2pz = Φsp1 e
• ψ2s - ψ2pz = Φsp2