Mapa conceitual capitulo 8

Conceitos básicos de ligação química

Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto.

Uma ligação química ocorre quando átomos ou íons estão muito ligados a outros. Existem três tipos de ligações química:

Iônica: Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários. Os íons devem ser formados a partir de átomos pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro.

Covalente: Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos.

Metálica: São encontradas em metais como cobre, ferro e alumínio. Nesses metais cada átomo está ligado a vários átomos vizinhos e os elétrons ligantes estão relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional dos metais.

Símbolo de Lewis: Os elétrons em ligações químicas são os elétrons de valência, os localizados no nível incompleto mais externo de um átomo. O símbolo de Lewis para um elemento consiste do símbolo químico do elemento mais um ponto para cada elétron de valência. Os pontos são colocados nos quatro lados do símbolo atômico

A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência. Um octeto de elétrons constitui-se de subníveis s e p completos em um átomo. Em termos de símbolo de Lewis, um octeto pode ser definido como quatro pares de elétrons de valência distribuídos ao redor do átomo.

Ligação iônica

Quando o sódio metálico, Na (s), é colocado em contado com o gás cloro, Cl(g), ocorre uma reação violenta, tendo como produto dessa reação o clero de sódio, NaCl (s) , o átomo de sódio perdeu um elétron e um átomo de cloro ganhou um. A transferência de elétrons para formar íons de cargas opostas ocorre quando os átomos envolvidos diferem enormemente em suas atrações por elétrons.

Energias envolvidas na formação da ligação iônica

As reações para a formação dos compostos iônicos são altamente exotérmicos, a principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com eles forme um arranjo ou rede. Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização em sólido iônico é dada pela energia de rede, que é a energia requerida para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.

Configurações eletrônicas de íons representativos

Os compostos iônicos dos metais representativos dos grupos 1A, 2A e 3A contenham cátions com cargas 1+,2+ e 3+, respectivamente. De modo similar, os compostos iônicos de não-metais dos grupos 5A, 6A e 7A geralmente contêm ânions de cargas 3-,2- e 1-, respectivamente. Os metais mais pesados do 4A (Sn e Pb) são metais e encontrados normalmente com cátions 2+ em compostos iônicos.

Íons de mais de transição

Como a energia de ionização aumenta de forma rápida para cada elétron removido sucessivamente, as energias de rede dos compostos iônicos são em geral grandes o suficiente para compensar apenas a perda de até três elétrons dos átomos. Quando um íon positivo é formado a partir de um átomo, os elétrons são sempre perdidos do subnível com o maior valor de n., portanto, ao formar íons, os metais de transição perdem primeiros os elétrons do nível de valência, em seguida, tantos elétrons d quantos necessários para atingir a carga do íon.

Íons poliatômicos

Nos íons poliatômicos dois ou mais átomos estão ligados predominantemente por ligações covalentes. Eles formam um grupo estável que possui carga positiva ou negativa.

Ligação covalente

O par de elétrons compartilhado em qualquer ligação covalente atua como uma espécie de “cola” para unir os átomos, como na molécula de H2.

Estrutura de Lewis

Ao escrever as estruturas geralmente mostramos cada par de elétrons compartilhado entre os átomos como um traço e os pares de elétrons não compartilhados como pares de pontos.

Ligações múltiplas

Quando o compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação simples, é chamada de Ligação simples. Quando dois pares de elétrons são compartilhados, dois traços são desenhados, representando uma ligação dupla. Uma ligação tripla corresponde ao compartilhamento de três pares de elétrons.

Polaridade da ligação e eletronegatividade

O conceito de polaridade de ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons entre os átomos. Uma ligação covalente apolar é aquela na qual os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos. Em uma ligação covalente polar, um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro

Eletronegatividade

Usamos a grandeza chamada eletronegatividade para estimar se determinada ligação será covalente apolar, polar ou iônica. A eletronegatividade é definida como a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em uma molécula. Ela está relacionada a sua energia de ionização que mede de quão fortemente um átomo segura seus elétrons e a sua afinidade eletrônica que é a medida de quão facilmente um átomo atrai elétrons adicionais. Os elementos mais eletronegativos são os que se encontram do lado direito e na parte superior da tabela periódica, quanto mais se dirigem para o lado esquerdo e para a parte inferior, menos eletronegativos eles são.

Eletronegatividade e polaridade de ligação

Podemos usar a diferença na eletronegatividade entre dois átomos para medir a polaridade da ligação entre eles. Uma ligação covalente apolar ocorre quando as eletronegatividades dos átomos são iguais. Uma ligação covalente polar ocorre quando átomos diferem nas eletronegatividades.Quanto maior a diferença na eletronegatividade entre átomos, mais polares serão suas ligações.

Momentos de dipolo

Sempre que duas cargas elétricas de mesma magnitude, mas de sinais contrários são separadas por uma distância, estabelece-se um dipolo. A medida quantitativa da magnitude de um dipolo é chamada momento dipolo. Se duas cargas iguais e contrárias Q+ e Q-, são separadas por uma distância r, a magnitude do momento dipolo é o produto de Q e r. O momento dipolo aumentará de tamanho à medida que a magnitude da carga separada aumentar e a distância entre as vagas diminuir.

Desenhando estruturas de Lewis

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.

2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.

3. Complete os octetos ligados ao átomo central.

4. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.

Carga formal

A carga formal de um átomo é a carga que em átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade, isto é, se todos os pares de elétrons ligantes estivessem igualmente compartilhados entre os átomos.

Como calcular:

1. Todos os elétrons não compartilhados são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.

2. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo da ligação.

A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis.

Estruturas de ressonância

Algumas vezes encontramos moléculas e íons nos quais o arranjo conhecido dos átomos não é descrito adequadamente por uma única estrutura de Lewis. A colocação dos átomos nas duas estruturas de Lewis alternativas é a mesma, mas as colocações dos elétrons são diferentes, estruturas de Lewis como essas são chamadas de estruturas de ressonâncias e para melhor descrever as duas estruturas de Lewis indicamos que a molécula real é descrita pela média das duas estruturas de ressonância.

Ressonância no benzeno

É um conceito muito importante ao descrever ligações em moléculas orgânicas, particularmente naquelas chamadas moléculas aromáticas. Moléculas orgânicas aromáticas incluem o hidrocarboneto chamado benzeno.

Podemos escrever duas estruturas de Lewis equivalentes para o benzeno, cada uma satisfaz a regra do octeto.

Exceções à regra do octeto

Moléculas com números ímpares de elétrons

Em alguns poucos casos, como ClO2, NO E NO2, o número de elétrons é ímpar, o completo emparelhamento desses elétrons é impossível e o octeto ao redor do átomo não pode ser atingido.

Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons

É uma situação relativamente rara e é mais comumente encontrada em compostos de boro e berílio.

Moléculas nas quais um átomo tem mais de um octeto, ou seja, moléculas com expansão do octeto.

As maiores classes de exceções consistem em moléculas ou íons nos quais existem mais de oito elétrons no nível de valência de um átomo. A expansão dos níveis de valência é observada apenas para os elementos do terceiro período da tabela periódica em diante.

Forças das ligações covalentes

A estabilidade de uma molécula está relacionada com a força das ligações covalentes que ela contém. A força de uma ligação covalente entre dois átomos é determinada pela energia necessária para quebrar a ligação. A energia de ligação é a variação de entalpia, para a quebra de uma ligação em particular em um mol de substâncias gasosas

Entalpias de ligação e entalpias de reação

Podemos utilizar as entalpias médias de ligação para estimar as entalpias de reações nas quais ligações são quebradas e novas ligações são formadas. Esse procedimento permite-nos estimar rapidamente se determinada reação será endotérmica (ΔH > 0) ou exotérmica (ΔH < 0). A estratégia para estimar entalpias de reações é uma aplicação da lei de Hess.

Usamos o fato de que a quebra de ligações é sempre um processo endotérmico (ΔH positivo) e a formação de ligações é sempre um processo exotérmico (ΔH negativo).

Entalpia de ligação e comprimento de ligação

O comprimento de ligação é definido como a distância entre os núcleos dos átomos envolvidos na ligação. De particular interesse é a relação entre a entalpia de ligação, o comprimento de ligação e o número de ligações entre os átomos. Por exemplo a ligação carbono-carbono, à medida que o número de ligações entre os átomos de carbono aumenta, a entalpia de ligação aumenta e o comprimento de ligação diminui. Em geral, à proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se mais curta e mais forte.