ligação quimica

ligação quimica

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Ligação Química #Elétrons de Valência dos átomos

Símbolos de Lewis:

G. N. Lewis (1875-1946) observou que uma grande parte das ligações química poderia ser explicada em termos de elétrons de valência (conceito por ele introduzido): - Os gases nobres tem a última camada completa.

- Os gases nobres são altamente estáveis, justificado pela sua baixa reatividade.

- A regra do octeto, diz então que para a formação da ligação, os átomos buscam a configuração mais estável, a do gás nobre. - A ligação se dará através do compartilhamento de pares de elétrons.

Na representação de Lewis, os símbolos atômicos representam o núcleo em conjunto com os elétrons internos. Enquanto que, os elétrons de valência são representados por pontos ao redor do símbolo, em pares formando um quadrado. Os pontos são colocados um a um até cada lado do quadrado estar semi-preenhido, após então são colocados a té que estejam duplamente preenchidos. Esta é a representação de símbolos de Lewis.

Exemplo: A molécula de H2. Após o átomo de hidrogênio, o primeiro gás nobre é o hélio. Portanto a molécula de hidrogênio tentará parecer com o He.

No caso da formação da ligação na molécula de hidrogênio, temos um compartilhamento de elétrons entre os dois átomos. Esta é uma ligação denominada de covalente. Por outro lado, quando não ocorre o compartilhamento, mas sim uma transferência de elétrons de um átomo para outro, chamamos de ligação iônica, formando cátions e anions. Exemplo: NaCl Na 1s22s22p63s1Cl 1s22s22p63s23p5

#Ligação Iônica

Ligações iônicas em geral envolvem um átomo metálico (lado esquerdo da tabela periódica) e um átomo não metálico (lado direito). Elementos alcalinos e alcalinos terrosos (1A e 2A) formam cátions, de configuração semelhante ao gás nobre precedente, já que tem pequena energia de ionização. Enquanto que os elementos não metálicos (anteriores ao 8A) formam anions, de configuração semelhante ao gás nobre que o segue, já que possuem alto potencial de ionização e eletroafinidade.

Exemplo: LiF

• CaCl2

#Ligação Covalente

Podemos representar a molécula de hidrogênio por uma barra ou pelo par de pontos. H-H ou H:H

Cloreto

Fluoreto Cloreto

O par de elétrons representado pelo par de pontos ou barra, entre os dois elementos, é denominado de par compartilhado ou de ligação ou ligante. Os outros seis pares são chamados de não ligantes ou solitários. Estes não participam da ligação mas irão determinar a forma da molécula, pois estão na mesma camada do par ligante.

- Regras para desenhar a estrutura de Lewis:

1. Hidrogênio é sempre um átomo terminal, somente está conectado a um átomo. 2. O átomo com menor eletroafinidade é, em geral, o átomo central. 3. Encontre o número total de elétrons de valência da molécula ou íon. O número de pares será a metade deste número. 4. Coloque um par de elétrons em cada par de átomos ligado, para fazer uma ligação simples. 5. Usando os pares de elétrons restantes coloque pares ao redor de cada átomo terminal (exceto hidrogênio), para satisfazer a regra do octeto. 6. Se ainda sobrarem pares de elétrons coloque-os no átomo central. Se o átomo central for do terceiro período em diante, este pode acomodar mais de quatro pares. 7. Se o átomo central ainda não estiver com quatro pares de elétrons então fazer uma nova ligação com um par de elétrons.

Exemplo: COCl2

Exercício: Escrever a estrutura de Lewis para o CO, CO2, NH3, BeCl2, NO2+

#Estruturas de Ressonância

Ozônio é o responsável pela proteção contra a radiação UV do sol. O composto é instável, um gás azulado e diamagnético, apresentando um odor característico.

São 18 elétrons, portanto 9 pares eletrônicos. Distribuindo duas ligações, restam 7 pares eletrônicos. Colocando 1 par eletrônico no átomo central e 2 pares eletrônicos em cada átomo terminal, restariam dois pares eletrônicos.

Completando o octeto em um dos átomos terminal, sobraria um par eletrônico, o qual será convertido em uma ligação, no outro átomo terminal. Mas aqui aparece uma dúvida, qual terá essa

ligação? Temos duas possibilidades: O que acontece aqui é uma falha básica do modelo de pares compartilhados. A saída encontrada foi introduzir o conceito de ressonância (Linus Pauling). Os elétrons ocupariam as duas estruturas ao mesmo tempo. As estruturas são chamadas de estruturas contribuintes.

#Exceções a regra do octeto - Compostos com menos de oito elétrons de valência

BeH2 e BF3:

Os composto de boro apresentam alta reatividade.

- Compostos com mais e oito elétrons

Ao contrário do NF3 (trifluoreto nitrogênio) o P pode formar pode acomodar 5 ou seis pares de elétrons de valência, como no caso do

pentafluoreto de fósforo, PF5. Cristais de XeF2 foram isolados na

#Moléculas com número ímpar de elétrons

Moléculas como NO e NO2 podem ser chamada ser radicais livres. Em geral, radicais livres combinam com outro radical livre para gerar uma molécula ou outro radical livre. Esta é uma causa de poluição. NO e NO2 são expelidos de automóveis, O NO2 decompõe em presença de luz gerando o NO e O, o qual então reagem com O2 formando o O3, prejudicial para o sistema respiratório.

#Propriedades de Ligação #Ordem de Ligação: É o número de pares de elétrons compartilhados entre dois átomos ligados.

# Distância de ligação

Em geral duplas ligações são mais curtas que ligações simples e a tripla é a mais curta. A densidade eletrônica entre os átomos ligados aumenta, os átomos estão mais fortemente ligados e os núcleos mais próximos:

#Ligações Polares e Eletronegatividade

A energia de ligação, entre dois átomos AB, é tomada como uma média entre a energia de ligação de A2 e B2, as energias de ligações das moléculas covalentes A2 e B2. A molécula de LiF tem energia de ligação de 137 kcal/mol, enquanto que as moléculas Li2 e

F2 tem energia de ligação de 25 e 37kcal/mol. O elétron que é deslocado para o flúor localiza-se ainda mais próximo ao núcleo de lítio que no átomo neutro, como se vê na figura ao lado, contribuindo para a energia extra de ligação. Na década de 1930, Linus Pauling atribuiu uma escala quantitativa para essa energia de ligação extra.

Quando o par de ligação não está igualmente compartilhado entre os dois núcleos, o par de ligação estará mais deslocado para um dos átomos. Encontramos aqui dois extremos: um no qual os pares estão perfeitamente compartilhados, a ligação covalente, e no outro os pares não estão compartilhados, ocorre sim uma doação de elétrons de um átomo para o outro, formando íons, a ligação iônica. Entre estes dois extremos encontramos diversas outras situações. O par pode estar mais deslocado para um átomo que para o outro em um determinado grau. Em um dos centros teremos mais elétrons próximo ao átomo que tem o par de elétrons mais próximo, portando teremos aí um excesso de carga negativa e do outro lado uma diminuição da densidade eletrônica. Chegamos a uma situação em que um átomo adquire uma carga parcial negativa e o outro uma carga parcial positiva, indicadas por um δ+(delta) e um δ-. Essa é o que chamamos de ligação covalente polar.

A eletronegatividade é a tendência do átomo de atrair para si o par eletrônico. Da eletronegatividade podemos retirar a informação da polaridade da ligação, do tipo de ligação entre os átomos, se covalente polar ou apolar. O elemento de maior eletronegatividade é o flúor, 4,0 e o de menor é o frâncio.

Exemplos: - CsF é uma molécula altamente polar, a diferença de eletronegatividade, ,χ, é de ∆χ=4,0-

- LiF, também é altamente iônica, com ∆χ=3,0, Liδ+Fδ– .

- LiI é moderadamente iônico, com ∆χ=1,5, Liδ+Iδ– .

- P-P é não polar, ou covalente.

- C-S também é não polar

Nos casos em que temos uma diferença de eltronegatividade teremos a formação de cargas e portanto poderemos ter um dipolo. O momento dipolar é definido como o produto das cargas pela distância entre as cargas. Uma molécula como o BF3 ou o CO2, apresenta geometria espacial linear, portanto não apresentará dipolo.

#Número de Oxidação .

Na formação da ligação iônica entre dois átomos, elétrons são transferidos, (doados) de um centro para outro, formando íons. O número de oxidação (NOX) de um átomo é a carga que o átomo poderia ter se todas as ligações forem consideradas iônicas, neste caso é o número de elétrons que são transferidos. Portanto, o número de oxidação nem sempre representa a carga real do átomo. Qualquer carga maior que três (negativo/positivo) em um átomo é praticamente inconcebível. Ainda assim o número de oxidação é bastante útil para referenciar os elétrons na reação. No ClO4– , o número de oxidação do Cl é +7 e do oxigênio é –2.

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