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  1. 1. Prof. Nunes Universidade Federal do Ceará Centro de Ciências Departamento de Química Orgânica e Inorgânica Química Geral e Orgânica Ligações Químicas Prof. Dr. José Nunes da Silva Jr. nunes.ufc@gmail.com1 DQOI - UFC
  2. 2. Ligações Químicas Prof. Nunes Por que as substâncias ao nosso redor se comportam diferentemente diferentemente? Isto é, porque sal de cozinha (ou qualquer outra substância iônica) é um sólido duro, frágil, de alto ponto de fusão e conduz uma corrente elétrica frágil, somente quando fundidos ou dissolvidos na água água?2 DQOI - UFC
  3. 3. Ligações Químicas Prof. Nunes Porque é que a cera da vela (junto com a maioria das substâncias covalentes) apresentam baixo ponto de fusão, são macios, e não são condutores de eletricidade embora o diamante e outras poucas exceções eletricidade, possuem pontos de fusão elevadíssimos e são extremamente duros3 DQOI - UFC
  4. 4. Ligações Químicas Prof. Nunes E por que o cobre (e outras substâncias metálicas) são brilhantes, maleáveis e capazes de conduzir uma corrente se fundido ou sólido sólido?4 DQOI - UFC
  5. 5. Ligações Químicas Prof. Nunes As respostas estão no tipo de ligação dentro da substância, as quais são responsáveis pelo comportamento de substâncias substâncias. Em nível atômico, podemos distinguir um metal de um não-metal com base não- em várias propriedades que se correlacionam com a posição na tabela periódica.5 DQOI - UFC
  6. 6. Ligações Químicas Prof. Nunes Três tipos de ligação são resultantes de três formas de combinação entre três diferentes tipos de átomos átomos: metal + não-metal não- não- não-metal + não-metal não- metal + metal6 DQOI - UFC
  7. 7. Fórmulas de Lewis Prof. Nunes O número de elétrons e seus arranjos nas camadas dos átomos determinam as propriedades químicas e físicas dos elementos, bem como os tipos de ligações químicas formam. Nós escrevemos fórmulas Lewis (ou representações de Lewis) como um método de representação dos elétrons as quais serão frequentemente elétrons, utilizadas.7 DQOI - UFC
  8. 8. Metal + Não-metal Não- Prof. Nunes Caracterizada pela transferência de elétrons e formação de ligação iônica entre os átomos com grandes diferenças de suas tendências para perder ou ganhar elétrons elétrons. O metal (energia de ionização baixa) perde um ou dois elétrons de valência valência, e o átomo não-metal (eletroafinidade altamente negativa) ganha elétron(s não- elétron(s). Metais Não- Não- Metais8 DQOI - UFC
  9. 9. Metal + Não-metal Não- Prof. Nunes A transferência de elétrons de metal para não-metal ocorre, e cada átomo forma um íon com um gás nobre configuração eletrônica eletrônica. A atração eletrostática entre esses íons positivos e negativos constitui uma matriz tridimensional de um sólido iônico, cuja fórmula química representa a relação cátion-ânion.9 DQOI - UFC
  10. 10. Retículo Cristalino Prof. Nunes10 DQOI - UFC
  11. 11. Cristal Iônico Prof. Nunes11 DQOI - UFC
  12. 12. Cristal Iônico - NaCl Prof. Nunes12 DQOI - UFC
  13. 13. Cristal Iônico - Outros Tipos Prof. Nunes13 DQOI - UFC
  14. 14. Células Unitárias Prof. Nunes14 DQOI - UFC
  15. 15. Estrutura dos Cristais Prof. Nunes15 DQOI - UFC
  16. 16. Célula Unitária x Formato do Cristal Prof. Nunes16 DQOI - UFC
  17. 17. Metal + Não-metal Não- Prof. Nunes Considere a reação do sódio (metal do grupo IA com o cloro (não-metal metal IA) não- do grupo VIIA VIIA). O sódio é um metal macio prateado (p.f. 98 °C). (p. C). O cloro é gás corrosivo verde-amarelado à temperatura ambiente. verde-amarelado, Tanto o sódio como o cloro reage com água vigorosamente. Por outro lado, o cloreto de sódio é um sólido branco (p.f. 801 ºC) que se dissolve na (p. ºC) água sem reação e com a absorção de apenas um pouco de calor calor. Podemos representar a reação para sua formação como17 DQOI - UFC
  18. 18. Sódio + Cloro Prof. Nunes18 DQOI - UFC
  19. 19. Sódio + Cloro Prof. Nunes 1 elétron perdido 1 elétron ganho Representação de Lewis19 DQOI - UFC
  20. 20. Sódio + Cloro Prof. Nunes Representação de Lewis A fórmula química do cloreto de sódio (NaCl) não indica explicitamente a natureza iônica dos composto, somente a composto razão de íons. Além disso, os valores de eletronegatividades nem sempre são disponíveis. disponíveis Portanto, devemos aprender a reconhecer a partir de posições de reconhecer, elementos da tabela periódica tendências e conhecido na eletronegatividade, quando a diferença de eletronegatividade é grande suficiente para favorecer a ligação iônica iônica.20 DQOI - UFC
  21. 21. Metal + Não-metal Não- Prof. Nunes A maior diferença de eletronegatividade (∆E) ocorre a partir do canto inferior esquerdo para canto superior direito, então: CsF (∆E = 3.3) é mais iônico que LiI (∆E = 1,5)21 DQOI - UFC
  22. 22. Metal + Não-metal Não- Prof. Nunes Todos os metais do grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs) reagirão com os elementos do grupo VIIA (F, Cl, Br, I) para formar compostos iônicos de Cl, mesma fórmula geral, MX. Todos os íons resultantes M+ and X-, têm configurações de gás nobre resultantes, nobre.22 DQOI - UFC
  23. 23. Metal + Não-metal Não- Prof. Nunes Podemos representar a reação geral dos metais do grupo IA com os não- não-metais do grupo VIIA da seguinte forma: VIIA,23 DQOI - UFC
  24. 24. Metal IA + Não-metal VIA Não- Prof. Nunes Consideremos a reação do lítio (Grupo IA) com o oxigênio (Grupo VIA) para formar o óxido de lítio, um composto sólido iônico (p.f. 1700 ° C). lítio (p. C). Podemos representar a reação como 1 elétron perdido 1 elétron perdido 2 elétrons ganhos24 DQOI - UFC
  25. 25. Compostos Iônicos Binários - Sumário Prof. Nunes25 DQOI - UFC
  26. 26. Ligação Iônica x Energia Prof. Nunes A discussão a seguir pode ajudar a entender por que a ligação iônica ocorre entre elementos com energias de ionização baixa e aqueles com eletronegatividades altas altas. Há uma tendência geral na natureza de alcançar a estabilidade estabilidade. Uma maneira de fazer isso é através da redução potencial energia energia; lembrando que energias mais baixas geralmente representam arranjos mais estáveis. estáveis26 DQOI - UFC
  27. 27. Ligação Iônica x Energia Prof. Nunes27 DQOI - UFC
  28. 28. Ciclo de Born-Haber Born- Prof. Nunes A determinação experimental direta da energia da rede de um sólido iônico é difícil e nem sempre possível possível. Porém, pode ser indiretamente determinada através de um ciclo termodinâmico idealizado por Max Born e Fritz Haber em 1919. termodinâmico, 1882 -28 DQOI - UFC
  29. 29. Ciclo de Born-Haber Born- Prof. Nunes ∆Hfo = - 411 KJ/mol U Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Etapa 2 ∆H = Etapa 5 120 KJ/mol -U Etapa 1 ∆H = Etapa 4107,8 KJ/mol Cl(g) Cl - (g) ∆H = - 349 KJ/mol + Etapa 3 Na(g) Na+(g) ∆H = + 496 KJ/mol 107, 8 + 120 + 496 – 349 – U = -411 U = 785,8 KJ/mol29 DQOI - UFC
  30. 30. Exercitando Prof. NunesUtilizando o ciclo de Born-Haber determine a entalpia de rede do CaF2. Born-Haber, ∆H ionizações Ca = +1731 KJ/mol ∆H sublimação Ca(s) = +179,3 KJ/mol ∆H dissociação da ligação (F-F) = +139 KJ/mol Eletroafinidade F = - 327,9 KJ/mol ∆Hfo CaF2(s) = - 1219,6 KJ/mol DQOI - UFC
  31. 31. Exercitando Prof. Nunes ∆Hfo = - 1219,6 KJ/mol U Ca(s) + F2(g) CaF2(s) Etapa 2 ∆H = Etapa 5 139 KJ/mol -U Etapa 1 ∆H = Etapa 4 -179,3 KJ/mol 2 F(g) 2 F (g) ∆H = 2x (- 327,9) KJ/mol + Etapa 3 Ca(g) Ca++(g) ∆H = + 1731 KJ/mol 179,3 + 139 + 1731 – 655,8 – U = -1219,6 U = 2613,1 KJ/mol31 DQOI - UFC
  32. 32. Entalpias de Rede Prof. Nunes Lei de Coulomb = K . C1 . C232 r DQOI - UFC
  33. 33. Entalpias de Rede Prof. Nunes33 Ca3(PO4)2 esqueleto osteoporose DQOI - UFC
  34. 34. Propriedades dos Compostos Iônicos Prof. Nunes A forte atração entre os íons com cargas opostas em um sólido cristalino influencia usas propriedades tais como: propriedades, alto ponto de fusão alto ponto de ebulição34 DQOI - UFC
  35. 35. Propriedades dos Compostos Iônicos Prof. Nunes A forte atração entre os íons com cargas opostas em um sólido cristalino influencia usas propriedades tal como: propriedades, fragilidade35 DQOI - UFC
  36. 36. Propriedades dos Compostos Iônicos Prof. Nunes A forte atração entre os íons com cargas opostas em um sólido cristalino influencia usas propriedades tal como: propriedades, condutividade elétrica a) sólido iônico b) sólido iônico c) sólido iônico fundido dissolvido em água36 DQOI - UFC
  37. 37. Estruturas de Lewis Prof. Nunes Anteriormente, utilizamos as fórmulas de Lewis para representar átomos e íons monoatômicos monoatômicos. Agora, usaremos as fórmulas de Lewis para mostrar os elétrons de valência em três moléculas simples. A molécula de água pode ser representada por qualquer um dos esquemas a seguir. Uma molécula de H2O tem dois pares de elétrons compartilhados ou compartilhados, seja, duas ligações covalentes simples e dois pares não-compartilhados não-compartilhados.37 DQOI - UFC
  38. 38. Estruturas de Lewis Prof. Nunes A molécula de CO2 tem 4 pares de elétrons compartilhados O átomo central (C) não tem nenhum par de elétrons não-compartilhados não-compartilhados. Já os átomos de oxigênio têm 2 pares de elétrons não-compartilhados não-38 DQOI - UFC
  39. 39. Estruturas de Lewis Prof. Nunes As ligações covalentes em um íon poliatômico podem ser representadas da mesma forma forma. A fórmula de Lewis para o íon amônio, NH4+ apresenta apenas oito elétrons, embora o átomo de N tenha cinco elétrons em sua camada de elétrons valência, e cada átomo de H tenha um, para um total de 5+4(1)=9 um elétrons. O íon amônio, NH4+, é representado com carga +1, pois tem 1 elétron a menos que os átomos originais.39 DQOI - UFC
  40. 40. Estruturas de Lewis Prof. Nunes A escrita de estruturas de Lewis é um método de representação eletrônica, eletrônica que é útil como uma primeira aproximação para sugerir esquemas de ligação. É importante lembrar que as fórmulas de Lewis mostram apenas o número de elétrons de valência, o número e tipos de ligações, e a ordem na qual os átomos estão ligados. Elas não têm a intenção de mostrar as formas tridimensionais das moléculas e íons poliatômicos40 DQOI - UFC
  41. 41. A Regra do Octeto Prof. Nunes Elementos representativos geralmente, atingem configuração eletrônica representativos, estável de gás nobre quando eles compartilham elétrons elétrons. Na molécula de água possui: 8 elétrons na camada externa do átomo de O, e tem a configuração eletrônica igual a do neon neon; 2 elétrons estão na camada de valência de cada átomo de H, e cada um deles tem a configuração eletrônica do hélio.41 DQOI - UFC
  42. 42. Regra do Octeto Prof. Nunes Da mesma forma, o C e O de CO2 e o N da NH3 e do íon NH4+ têm 8 elétrons em suas vamadas de valência. Os átomos de H na NH3 e no íon NH4+ têm dois elétrons. Muitas estruturas de Lewis são baseadas na idéia de que, na maioria dos seus compostos os elementos representativos alcançam compostos, configurações de gases nobres nobres. Esta declaração é geralmente chamada de “Regra do Octeto”, porque as Regra Octeto configurações de gases nobres têm 8 elétrons em suas camadas de valência (exceto para o He, que tem 2).42 DQOI - UFC
  43. 43. Regra do Octeto Prof. Nunes Para escrevermos uma estrutura de Lewis baseada na regra do octeto, Lewis, devemos decidir como colocar os elétrons ao redor dos átomos. átomos. quantos dos elétrons de valência disponíveis são elétrons ligantes (compartilhados)? quantos são os elétrons não-compartilhados (associado com não- apenas um átomo)? Um par de elétrons não-compartilhado no mesmo orbital é chamado de um par isolado isolado. Uma relação matemática simples é útil aqui: C= N- D43 DQOI - UFC
  44. 44. Regra do Octeto Prof. Nunes Uma relação matemática simples é útil aqui: C= N- D C é o número total de elétrons compartilhados na molécula ou íon poliatómicos N é o número total de elétrons de valência necessários para todos os átomos na molécula (ou íon) alcançarem as configurações de gases nobres. nobres D é o número de elétrons disponíveis nas camadas de valência de todos os átomos (representantivos). É é igual à soma de seus números do (representantivos). grupos na tabela periódica. periódica. Devemos ajustar D, se necessário, para cargas iônicas Nós iônicas. adicionamos elétrons para cargas negativas e subtraímos44 elétrons para cargas positivas. DQOI - UFC
  45. 45. Estruturas de Lewis Prof. Nunes Para a molécula F2, por exemplo: N necessários D disponíveis C = N- D compartilhados Portanto, a estrutura de Lewis para a molécula F2 apresenta um total de 14 elétrons de valência com 2 elétrons compartilhados em uma ligação valência, simples. simples45 DQOI - UFC
  46. 46. Estruturas de Lewis Prof. Nunes Para a molécula CO2, por exemplo:N necessáriosD disponíveisC = N- D compartilhados Portanto, a estrutura de Lewis para a molécula CO2 apresenta um total 16 elétrons de valência com 8 elétrons compartilhados em 4 ligações valência, ligações.46 DQOI - UFC
  47. 47. Estruturas de Lewis Prof. Nunes Para o íon NH4+, por exemplo:N necessáriosD disponíveisC = N- D compartilhados Portanto, a estrutura de Lewis para o íon NH4+ apresenta um total 16 elétrons de valência com 8 elétrons compartilhados em 4 ligações valência, ligações.47 DQOI - UFC
  48. 48. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes 1) Selecione um esqueleto razoável (simétrico) para a molécula (ou íon poliatómico). a) O elemento menos eletronegativo é geralmente o elemento central. central O elemento menos eletronegativo é geralmente aquele que precisa de mais elétrons para completar o octeto. Exemplo: O CS2 Exemplo: tem o esqueleto S C S. b) Os átomos de oxigênio não se ligam entre si exceto nassi, moléculas de O2 , O3; peróxido de hidrogênio, H2O2, e seus derivados, que contêm o O2-2, e os superóxidos que contêm o superóxidos, grupo O2-2. Por exemplo, o íon sulfato, SO4-2 tem o esqueleto48 DQOI - UFC
  49. 49. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes c) Em oxiácidos terciários, o hidrogênio normalmente se liga a um terciários átomo de O, e não se liga ao átomo central. Exemplo: ácido Exemplo: nitroso, HNO2, tem o esqueleto HON Há poucas exceções desta HON. regra, tais como H3PO3 e H3PO2. d) Para íons ou moléculas que têm mais de um átomo central, os central esqueletos mais simétricos possíveis são utilizados. Exemplos: C2H4 e P2O7-4 têm os seguintes esqueletos:49 DQOI - UFC
  50. 50. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes 2) Calcular N, o número de elétrons de valência necessários para todos os átomos no molécula (ou íon) alcançarem as configurações de gases nobres. N N N50 DQOI - UFC
  51. 51. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes Calcule D, o número de elétrons disponíveis nas camadas de valência de todos os átomos. Para íons carregados negativamente adicione a este total o negativamente, número de elétrons igual à carga sobre o ânion; Para de íons carregados positivamente subtraia o número de positivamente, elétrons igual à carga no cátion. Exemplos: D D D51 DQOI - UFC
  52. 52. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes Calcule C, o número total de elétrons compartilhados na molécula (ou íon), usando a relação C = N - D. Exemplos: C=N-D é compartilhados (6 pares) C=N-D é compartilhados (4 pares) C=N-D é compartilhados (4 pares)52 DQOI - UFC
  53. 53. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes 3) Coloque os elétrons compartilhados (C) no esqueleto como pares compartilhados Use ligações duplas e triplas somente quando compartilhados. necessário necessário.53 C= 12 8 8 DQOI - UFC
  54. 54. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes 4) Coloque os elétrons adicionais no esqueleto como pares de elétrons isolados para preencher o octeto de cada elemento do grupo A (exceto H, que pode compartilhar apenas 2 elétrons). Verifique se o número total de elétrons é igual a A (etapa 2). Exemplos: Verificação: Verificação: 16 pares de elétrons foram utilizados e todos os octetos são completos. 2 x 16 = 32 elétrons disponíveis.54 DQOI - UFC
  55. 55. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes Verificação: Verificação: 16 pares de elétrons foram utilizados e todos os octetos são completos. 2 x 16 = 32 elétrons disponíveis.55 DQOI - UFC
  56. 56. Escrevendo Estruturas de Lewis Prof. Nunes Verificação: Verificação: 12 pares de elétrons foram utilizados e todos os octetos são completos. 2 x 12 = 24 elétrons disponíveis.56 DQOI - UFC
  57. 57. Exercitando Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis da molécula N2. Solução: Solução: N necessários D disponíveis C = N- D compartilhados (3 pares); uma ligação tripla 4 elétrons restantes são acomodados como pares de elétrons isolados nos nitrogênios (2 em cada) Verificação: Verificação:57 10 elétrons (5 pares) foram utilizados. DQOI - UFC
  58. 58. Exercitando Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis da molécula CS2. Solução: Solução: N necessários D disponíveis C = N- D compartilhados compartilhados (4 pares); 2 ligações duplas C já tem um octeto; então os 8 é remanescentes são distribuídos como pares octeto; isolados nos átomos de enxofre para que cada S complete o octeto. A estrutura octeto. de Lewis é: Verificação: Verificação:58 16 elétrons (8 pares) foram utilizados. DQOI - UFC
  59. 59. Exercitando Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis da molécula CO32-. Solução: Solução: N necessários D disponíveis C = N- D (4 pares)compartilhados compartilhados (4 pares) Verificação: Verificação:59 24 elétrons (12 pares) foram utilizados. DQOI - UFC
  60. 60. Estruturas de Lewis de Compostos Orgânicos Prof. Nunes60 DQOI - UFC
  61. 61. Estruturas de Lewis de Compostos Orgânicos Prof. Nunes Algumas regras gerais para desenhar estruturas de Lewis de moléculas orgânicas. orgânicas. 1) Na maioria dos compostos covalentes os elementos representativos covalentes, seguem o octeto regra, exceto que o hidrogênio que sempre regra compartilha apenas dois elétrons. 2) O carbono sempre forma quatro ligações. Isso pode ser feito como ligações como: a) quatro ligações simples b) duas ligações duplas c) duas ligações simples e uma ligação dupla d) uma ligação simples e uma ligação tripla 3) O hidrogênio constitui apenas uma ligação com um outro elemento, assim o hidrogênio não pode ser um átomo central.61 DQOI - UFC
  62. 62. Estruturas de Lewis de Compostos Orgânicos Prof. Nunes 4) Em espécies neutras o nitrogênio forma de três ligações e o neutras, ligações, oxigênio duas. duas 5) Não- Não-metais podem formar ligações simples, ligações duplas ou triplas triplas, mas nunca ligações quádruplos. quádruplos 6) O carbono forma ligações duplas ou triplas com os átomos C, N, O ou S; 7) O oxigênio pode formar ligações duplas com muitos outros elementos elementos.62 DQOI - UFC
  63. 63. Cargas Formais Prof. Nunes Carga formal é a carga hipotética em um átomo em uma molécula (ou íon poliatômico). Para encontrar a carga formal contamos os elétrons ligantes como se formal, ligantes, fossem igualmente compartilhados entre os dois átomos ligados. O conceito de cargas formais nos ajuda a escrever as estruturas de Lewis corretamente na maioria dos casos. A fórmula mais energeticamente favorável para um molécula é normalmente aquela em que a carga formal em cada átomo é igual zero ou o mais próximo de zero possível possível.63 DQOI - UFC
  64. 64. Cargas Formais Prof. Nunes Considere a reação da NH3 com íons de hidrogênio, H+, para formar o íon amônio, NH4+. O par de elétrons não compartilhado no átomo de N da NH3 é compartilhado com o íon H+ para formar o íon NH4+, no qual o átomo N tem quatro ligações covalentes covalentes. Por ser um elemento do grupo VA, esperamos que o N forme três ligações covalentes para completar seu octeto. Como podemos descrever o fato de que N tem quatro ligações64 covalentes em espécies como NH4+? DQOI - UFC
  65. 65. Cargas Formais Prof. Nunes A resposta é obtida através do cálculo da carga formal em cada átomo no íon NH4+ pelas seguintes regras: 1) A carga formal (CF) em um átomo de uma estrutura de Lewis é dada pela relação: CF = (no grupo) – (no ligações) + (no é isolados) As cargas formais são representadas pelos sinais (+) e (-) para distingui-los distingui- das cargas reais nos íons. íons65 DQOI - UFC
  66. 66. Cargas Formais Prof. Nunes 2) Em uma estrutura de Lewis, um átomo que tem o mesmo número de ligações que o número de seu grupo periódico tem uma carga formal igual a zero zero. CF = (no grupo) – (no ligações) + (no é isolados) Para o nitrogênio na molécula da amônia (NH3): CF = (5) – (3) + (2) = 066 DQOI - UFC
  67. 67. Cargas Formais Prof. Nunes 3) a) Em uma molécula a soma das cargas formais dos átomos é zero molécula, zero. b) Em um íon poliatômico, a soma das cargas formais dos átomos é igual à carga do íon íon. a) b)67 DQOI - UFC
  68. 68. Cargas Formais Prof. Nunes68 DQOI - UFC
  69. 69. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis da molécula BeCl2. N necessários D disponíveis C = N- D compartilhados octeto incompleto Cálculos das cargas formais mostram que para Be, CF = Be, e69 DQOI - UFC
  70. 70. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes No BeCl2, os átomos de cloro possuem a mesma configuração de argônio, [Ar], e o berílio tem apenas quatro elétrons. elétrons Compostos como BeCl2, em que o átomo central tem menos de 8 elétrons às vezes, são referidos como compostos elétrons, deficientes de elétrons elétrons. Esta deficiência refere-se apenas a satisfazer a regra do octeto para o átomo central. O termo não implica que existem menos elétrons do que há prótons no núcleo, como no caso de um cátion, porque a molécula é neutra neutra.70 DQOI - UFC
  71. 71. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes A estrutura de Lewis escrita para o BeCl2 não satisfaz a regra do octeto. Todavia outra estrutura pode ser escrita: Vamos avaliar as cargas formais para os átomos na estrutura sugerida: Be, CF = Be, Cl, CF = Cl, Todos os átomos estão com o octeto completo completo.71 DQOI - UFC
  72. 72. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes +1 -2 +1 X Dissemos anteriormente que a estrutura mais favorável para uma molécula é aquela em que a carga formal em cada átomo é zero, se possível. possível No caso de alguns átomos terem cargas formais diferentes de zero zero, seria de esperar que os átomos mais eletronegativos (Cl) fossem os com as menores cargas formais formais. Desta forma, preferimos a estrutura de Lewis à esquerda esquerda.72 DQOI - UFC
  73. 73. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes Se poderia esperar uma situação semelhante para os compostos de outros metais do grupo IIA (Mg, Ca, Sr, Ba e Ra) Estes elementos, no entanto, têm energias de ionização menores e raio atômico maiores do que átomo de Berílio (Be). (Be) Assim, eles geralmente formam íons perdendo dois elétrons. elétrons73 DQOI - UFC
  74. 74. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis para o BCl3 (um gás à temperatura ambiente) N necessários D disponíveis C = N- D compartilhados BBr3 BI374 Cargas formais: para B, CF = e para Cl, CF = Cl, B, DQOI - UFC
  75. 75. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis para o PF5 (um composto covalente) N necessários D disponíveis C = N- D compartilhados Cinco átomos de F são ligados ao P. Isto requer o compartilhamento de um mínimo de 10 elétrons. Todavia, apenas 8 elétrons foram calculados. Este é, portanto, um exemplo de elétrons. calculados. um tipo de limitação da Regra do Octeto. Octeto. Aumentar os elétrtons do átomo de S de 8é para 10é, o número requerido para 10é, ligar 5 átomos de F a 1 átomo de P. O número de elétrons disponívies , 40, não 40, varia. varia.75 DQOI - UFC
  76. 76. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis para o PF5 (um composto covalente). Quando os octetos dos cinco átomos de F forem completados, todos os 40 elétrons disponíveis completados foram adicionados. O átomo de fósforo (central) tem uma quota de dez elétrons. elétrons Cálculo das cargas formais mostra que: que: para para P, CF = e para para F, CF =76 DQOI - UFC
  77. 77. Limitações da Regra do Octeto Prof. Nunes Escreva a estrutura de Lewis para o SF4. N necessários D disponíveis C = N- D compartilhados 4 átomos de F são ligados a átomo de S central. Isto requer um central mínimo de 8é, mas somente 6é têm sido calculados na etapa 2. Há, portanto, um exemplo de limitação limitação. Nós aumentamos o número de elétrons do S de 6 para 8.77 DQOI - UFC
  78. 78. Limitações da Regra do Octeto Prof. NunesEscreva a estrutura de Lewis para o SF4. Temos que satisfazer a regra do octeto, mas nós temos que usar apenas 32 dos octeto, 34 é disponíveis. Colocamos os outros dois no átomo de enxofre central. disponíveis. central. Cálculos das cargas formais mostra que: para S, CF = para F, CF =78 DQOI - UFC
  79. 79. Ligações Covalentes Prof. Nunes Ligação iônica não pode resultar de uma reação entre dois não-metais porque a sua não-metais, diferença de eletronegatividade não é grande o suficiente para a transferência de elétrons para acontecer acontecer. Em vez disso, reações entre dois não- metais resultam em ligação covalente. covalente A ligação covalente é formada quando dois átomos com diferença de eletronegatividade muito pequena (ou zero) compartilham um ou mais pares de elétrons. elétrons.79 DQOI - UFC
  80. 80. Formação de Ligações Covalentes Prof. Nunes Caso mais simples de ligação covalente: molécula diatômica H2.80 DQOI - UFC
  81. 81. Teoria da Ligação de Valência Prof. Nunes Anteriormente, a ligação covalente foi descrita como um par de elétrons compartilhados após a sobreposição de orbitais atômicos de dois átomos átomos. Esta é a idéia básica da Teoria de Ligação de Valência (TLV) a qual (TLV), descreve como ocorre a formação de uma ligação ligação.81 DQOI - UFC
  82. 82. Ligação no H2: Modelo Ligação de Valência Prof. Nunes A principal característica da teoria das ligações de valência é que ela descreve uma ligação covalente entre dois átomos, em termos de uma átomos sobreposição em fase de um orbital semi-preenchido de um átomo semi- com um outro orbital semi-preenchido de outro átomo semi- átomo. Os dois átomos de hidrogênio cada um contendo um elétron em um orbital hidrogênio, 1s, combinam-se de modo que seus orbitais se sobrepõnham para dar um novo orbital associado a ambos.82 DQOI - UFC
  83. 83. Ligação no H2: Modelo Ligação de Valência Prof. Nunes83 DQOI - UFC
  84. 84. Ligação no H2: Modelo Ligação de Valência Prof. Nunes A aproximação dos dois orbitais atômicos 1s sobre um mesmo eixo, leva à formação de uma ligação sigma (s).84 DQOI - UFC
  85. 85. Formação de Ligações Covalentes Prof. Nunes Outros pares de átomos não-metal compartilham pares de elétrons para não- formar ligações covalentes covalentes. O resultado dessa partilha é que cada átomo atinge uma configuração eletrônica mais estável, a mesma que do gás nobre mais próximo. estável, Isso resulta em um arranjo mais estável para os átomos ligados ligados. A maioria das ligações covalentes envolvem o compartilhamento de dois, quatro ou seis elétrons isto é, um, dois ou três pares de elétrons, elétrons. s ligação covalente simples: compartilham um par de elétrons, simples: elétrons, ligação covalente dupla: compartilham dois pares de elétrons, e dupla: elétrons, ligação covalente tripla: compartilham três pares de elétrons tripla: elétrons.85 DQOI - UFC
  86. 86. Ligações Covalentes Apolares e Polares Prof. Nunes Ligações covalentes podem ser polares ou apolares apolares. Em uma ligação apolar como na molécula de hidrogênio, H2, (HSH ou apolar, HXH) o par de elétrons é igualmente compartilhado entre osdois núcleos de hidrogênio.86 DQOI - UFC
  87. 87. Ligações Covalentes Apolares e Polares Prof. Nunes Na molécula de H2, por exemplo, os átomos H têm a mesma eletronegatividade. eletronegatividade Isto significa que os elétrons compartilhados são igualmente atraídos por ambos os núcleos dos átomos de hidrogênio e, portanto, “gastam” a mesma quantidade de tempo próximo de cada núcleo núcleo. Nas ligações covalentes apolares a densidade de elétrons é apolares, simétrica em relação a um plano que é perpendicular a uma linha núcleos. Isto é verdade para todas as moléculas entre os dois núcleos diatômicas homonucleares como H2, O2, N2, F2 e Cl2, porque os dois homonucleares, átomos idênticos têm eletronegatividades idênticas.87 DQOI - UFC
  88. 88. Ligações Covalentes Apolares e Polares Prof. Nunes Moléculas Diatômicas Heteronucleares O fluoreto de hidrogênio (ácido fluorídrico HF, é um composto covalente ácido fluorídrico), HF gasoso à temperatura ambiente. Sabemos também que a ligação H-F tem algum grau de polaridade, pois polaridade H e F não são átomos idênticos e, portanto, não atraem os elétrons da mesma forma forma. Mas quanto polar esta ligação será será?88 DQOI - UFC
  89. 89. Ligações Covalentes Apolares e Polares Prof. Nunes A eletronegatividade do hidrogênio é 2,1, enquanto a do flúor é de 4,0. Sendo assim, a densidade de elétrons é distorcida na direção do mais eletronegativo (F). Esta pequena variação de densidade de elétrons F deixa o H parcilamente positivo positivo.89 DQOI - UFC
  90. 90. Ligações Covalentes Apolares e Polares Prof. Nunes A separação de cargas em uma ligação covalente polar cria um dipolo dipolo. Nos esperaríamos, portanto, dipolos diferentes nas moléculas covalentes HF, HCl, HBr, HI uma vez que os halogênios têm HI, eletronegatividades diferentes diferentes. Portanto, os átomos desses elementos têm tendências diferentes para atrair um par de elétrons que compartilham com o hidrogênio hidrogênio.90 DQOI - UFC
  91. 91. Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência Prof. Nunes A idéia básica da Teoria da Repulsão de Pares de Elétrons de Valência (TRPEV) é: Cada conjunto de elétrons de valência em um átomo central se repele entre si de modo que as repulsões entre eles sejam as menores possíveis Isso resulta em uma separação máxima das regiões de alta possíveis. densidade de elétrons sobre o átomo central.91 DQOI - UFC
  92. 92. Formação de Ligações Covalentes Prof. Nunes92 DQOI - UFC
  93. 93. Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência Prof. Nunes Segundo a TRPEV a estrutura é mais estável quando as regiões de TRPEV, alta densidade de elétrons no átomo central estão o mais distantes possível. possível O arranjo destas regiões de alta densidade de elétrons ao redor do átomo central é referido como a geometria eletrônica do átomo central.93 DQOI - UFC
  94. 94. Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência Prof. Nunes94 DQOI - UFC
  95. 95. Geometrias Eletrônica e Molecular Prof. Nunes Depois de saber a geometria eletrônica (e só então), podemos considerar quantas destas regiões de alta densidade de elétrons conectam o átomo central a outros átomos átomos. Isso nos permite deduzir o arranjo de átomos ao redor do átomo central, chamado de geometria molecular molecular.95 DQOI - UFC
  96. 96. Ligações no Diclorometano Prof. Nunes Cl Cl Cl C H H C H H Cl A estrutura de Lewis, falha com relação ao diclorometano diclorometano. A estrutura de Lewis do dicloroetano sugere que a estrutura fosse planar com ângulos de ligação iguais a 90º. 90º Além disso, sugeriria a possibilidade de haver dois isômeros, fato este isômeros não comprovado. comprovado96 DQOI - UFC
  97. 97. Ligações no Metano Prof. Nunes Embora o metano tenha sua estrutura bem representada pela estrutura de Lewis, está dá a falsa impressão de que a molécula do metano seja planar com ângulos de ligação iguais a 90º. 90º Além disso, como explicar a formação de 4 ligaç ligações se o carbono possui apenas dois elétrons desemparelhados desemparelhados?97 DQOI - UFC
  98. 98. Metano: Hibridização sp3 Prof. Nunes Estado Estado Estado fundamental excitado hibridizado98 DQOI - UFC
  99. 99. Metano: Hibridização sp3 Prof. Nunes99 DQOI - UFC
  100. 100. Metano: Hibridização sp3 Prof. Nunes100 DQOI - UFC
  101. 101. Metano: Hibridização sp3 Prof. Nunes101 DQOI - UFC
  102. 102. Metano: Estrutura Prof. Nunes102 DQOI - UFC
  103. 103. Metano: Estrutura Prof. Nunes103 DQOI - UFC
  104. 104. Exercitando Hibridização sp3 Prof. Nunes Construa um diagrama de orbitais para o nitrogênio na amônia, e para o amônia oxigênio na água, supondo hibridação sp3. água Em que tipo de orbital os pares de elétrons isolados estarão, e quais os orbitais que se envolverão nas ligações?104 DQOI - UFC
  105. 105. Eteno: Hibridização sp2 Prof. Nunes O esquema de hibridização é determinado pelo número de átomos com o qual o carbono está diretamente ligado ligado. No eteno cada carbono da dupla ligação está ligado a 3 diferentes átomos eteno, através de 3 ligações σ e, portanto, 3 orbitais híbridos sp2 equivalentes são necessários. necessários Estado Estado Estado fundamental excitado hibridizado105 DQOI - UFC
  106. 106. Eteno: Hibridização sp2 Prof. Nunes106 DQOI - UFC
  107. 107. Eteno: Hibridização sp2 Prof. Nunes107 DQOI - UFC
  108. 108. Eteno: Hibridização sp2 Prof. Nunes108 DQOI - UFC
  109. 109. Eteno: Estutura Prof. Nunes109 DQOI - UFC
  110. 110. Exercitando Hibridização sp2 Prof. Nunes Construa um diagrama de orbitais para o nitrogênio na função iminia, e para o iminia oxigênio na cetona, supondo hibridação sp2. cetona Em que tipo de orbital os pares de elétrons isolados estarão, e quais os orbitais que se envolverão nas ligações?110 DQOI - UFC
  111. 111. Etino: Hibridização sp Prof. Nunes Uma vez que cada carbono no acetileno está ligado a 2 outros átomos, a hibridação do orbital modelo exige que cada carbono tenha 2 orbitais equivalentes disponíveis para a formação das 2 ligações ligações. Estado Estado Estado111 fundamental excitado hibridizado DQOI - UFC
  112. 112. Etino: Hibridização sp Prof. Nunes112 DQOI - UFC
  113. 113. Etino: Hibridização sp Prof. Nunes113 DQOI - UFC
  114. 114. Etino: Hibridização sp Prof. Nunes114 DQOI - UFC
  115. 115. Etino: Estrutura Prof. Nunes115 DQOI - UFC
  116. 116. Exercitando Hibridização sp Prof. Nunes Construa um diagrama de orbitais para o nitrogênio na nitrila, supondo nitrila hibridação sp2. Em que tipo de orbital os pares de elétrons isolados estarão, e quais os orbitais que se envolverão nas ligações?116 DQOI - UFC
  117. 117. Hibridização Prof. Nunes117 DQOI - UFC
  118. 118. Ligação no H2: Teoria dos Orbitais Moleculares Prof. Nunes A abordagem do orbital molecular para ligação química é baseada na noção de que, como nos átomos os elétrons ocupam orbitais atômicos, em atômicos moléculas os elétrons ocupam orbitais moleculares. moleculares Assim como a primeira tarefa de escrever a configuração eletrônica de um átomo é identificar os orbitais atômicos que estão disponíveis para isso, também devemos primeiro descrever os orbitais disponíveis em uma molécula. molécula118 DQOI - UFC
  119. 119. Ligação no H2: Teoria dos Orbitais Moleculares Prof. Nunes Na Teoria do Orbital Molecular (TOM) orbitais moleculares são originados pela combinação linear de orbitais (CLOA) Na molécula de H2, por exemplo, dois orbitais moleculares (OMs) são gerados pela combinação linear de dois orbitais atômicos 1s de dois átomos de hidrogênio. Em uma combinação, as ondas de dois átomos são somadas (OM ligante), ligante) na outra elas são subtraídas (OM anti-ligante) anti-ligante). E OM anti-ligante anti- OM ligante119 DQOI - UFC
  120. 120. Ligação no H2: Teoria dos Orbitais Moleculares Prof. Nunes OM anti-ligante anti- OM ligante120 DQOI - UFC
  121. 121. Orbitais Moleculares Sigma: s + p Sigma: Prof. Nunes Combinação em Fase: O.M. Ligante combinação em fase OA 2p OA 1s OMσ (s-p) σ Combinação Fora de Fase: O.M. Antiligante plano nodal combinação fora de fase OA 2p OA 2p OMσ∗ (s-p) σ∗121 DQOI - UFC
  122. 122. Orbitais Moleculares Sigma: p + p Sigma: Prof. Nunes Combinação em Fase: O.M. Ligante combinação em fase OA 2p OA 2p OM 2pσ σ Combinação Fora de Fase: O.M. Antiligante plano nodal combinação fora de fase OA 2p OA 2p OM 2pσ* σ122 DQOI - UFC
  123. 123. Orbitais Moleculares π: p + p Prof. Nunes Combinação em Fase: O.M. Ligante combinação em fase OA 2p OA 2p OM 2p π Combinação Fora de Fase: O.M. Antiligante plano nodal combinação fora de fase OA 2p OA 2p OM 2p π*123 DQOI - UFC
  124. 124. Energias Relativas dos Orbitais Atômicos Prof. Nunes E=0 menos energia necessária para energia necessária para ionizar mais energia necessária para ionizar o átomo de carbono o átomo de oxigênio ionizar o átomo de oxigênio aumento da energia 2px 2py 2pz 2s 2px 2py 2pz orbitais atômicos do carbono 2px 2py 2pz 2s orbitais atômicos do oxigênio 2s orbitais atômicos do flúor124 DQOI - UFC
  125. 125. T.O.M. – Ligações Covalentes Polares Prof. Nunes orbital molecular antiligante σ* combinação fora de fase aumento da energia OA s do átomo menos eletronegativo OA s do átomo combinação mais em fase eletronegativo orbital molecular ligante σ125 DQOI - UFC
  126. 126. T.O.M. – Ligações Covalentes Apolares e Polares Prof. Nunes C C C O CC π* CO π* C C C aumento da energia O CC π CO π C C C O126 DQOI - UFC
  127. 127. Diagrama de Orbitais Moleculares Prof. Nunes H3C CH3 σ∗ (sp3-sp3) C 2 sp3 2 sp3 C σ (sp3-sp3)127 DQOI - UFC
  128. 128. Diagrama de Orbitais Moleculares Prof. Nunes H H C C H H σ∗ (sp2-sp2) π∗ p p C 2 sp2 2 sp2 C π σ (sp2-sp2)128 DQOI - UFC
  129. 129. Diagrama de Orbitais Moleculares Prof. Nunes H C C H σ∗ (sp-sp) sp- π∗ p p C 2 sp 2 sp C π σ (sp-sp) sp-129 DQOI - UFC
  130. 130. Diagrama de Orbitais Moleculares Prof. Nunes :N N: σ∗ (sp-sp) sp- π∗ p p N 2 sp n 2 sp N π σ (sp-sp) sp-130 DQOI - UFC
  131. 131. Diagrama de Orbitais Moleculares Prof. Nunes H H C N: H σ∗ (sp2-sp2) π∗ p C p 2 sp2 n 2 sp2 N π σ (sp2-sp2)131 DQOI - UFC
  132. 132. Diagrama de Orbitais Moleculares Prof. Nunes H : C O: H σ∗ (sp2-sp2) π∗ p C p 2 sp2 n 2 sp2 O π σ (sp2-sp2)132 DQOI - UFC

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