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Teoria da Ligação Química
LIGAÇÃO QUÍMICA
Estruturas de Lewis
Lewis desenvolveu a sua teoria antes do desenvolvimento da teoria quântica. Considerou que os átomos (com algumas excepções) tem tendência a dispor à sua volta 4 pares de electrões.
Nas estruturas de Lewis a ligação covalente resulta da partilha de um par de electrões. As ligações iónicas são descritas como a transferência de um ou mais electrões de um átomo para outro.
Escrita de estruturas de lewis
1. Escreva o esqueleto estrutural do composto pondo em evidência os átomos que se encontram ligados entre si. Para compostos simples, esta tarefa é razoavelmente simples. Para compostos mais complexos, é necessário que nos dêem informação acerca da estrutura ou que façamos um palpite inteligente. Os seguintes factos são úteis na previsão de esqueletos estruturais: Em geral, o átomo menos electronegativo ocupa a posição central. O hidrogénio e o flúor ocupam normalmente as posições terminais (extremos) na estrutura de Lewis.
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Teoria da Ligação Química
2. Conte o número total de electrões de valência presentes. Para aniões poliatómicos adicione o número de cargas negativas a este total. (Por exemplo, para o ião CO3
2- adicionamos dois electrões pois a carga 2- indica que existem dois electrões a mais do que os fornecidos pelos átomos neutros.) Para catiões poliatómicos, subtraímos o número de cargas positivas deste total. (Assim, para NH4
+ subtraímos um electrão porque a carga 1+ indica a perda de um electrão do grupo formado pelos átomos neutros.)
3. Desenhe uma ligação covalente simples entre o átomo central e cada um dos átomos em seu redor. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. (Lembre-se que a camada de valência do átomo de hidrogénio fica completa com apenas dois electrões.) Os electrões pertença do átomo central ou dos átomos em seu redor têm de ser representados como pares isolados quando não se encontram envolvidos na formação de ligações. O número determinado na etapa 2 constitui o número total de electrões a ser utilizado na escrita das estruturas de Lewis.
4. Se a regra do octeto não for verificada para o átomo central, experimente estabelecer ligações duplas ou triplas entre o átomo central e os átomos em seu redor utilizando para tal os pares isolados destes últimos átomos.
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Teoria da Ligação Química
Exemplos:
HCN, Nº electrões: 1+4+5 =10
H C N
CH3COOH, Nº electrões: 24
H H
H C C O H-C-C-O
H O H H O-H
H
H-C-C=O
H O-H
NF3, Nº electrões: 26
F N F F - N - F
F F
H C N
H C N H C N
Não cumpre a regra do octecto para o C
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Teoria da Ligação Química
Carga Formal
Chama-se carga formal à diferença entre o número de electrões de valência num átomo isolado e o número de electrões atribuídos a esse átomo numa estrutura de Lewis.
Pode ser determinada pela seguinte equação:
CF = EV - ENL - 1/2 EL
Exemplo: O3
O = O - O
Átomo central: 6-2-1/2(6) = +1
Átomo terminal (=O): 6-4-1/2(4) = +0
Átomo terminal (-O): 6-6-1/2(2) = -1
O = O - O + -
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Teoria da Ligação Química
A determinação das cargas formais são úteis na selecção das estruturas de Lewis plausíveis para determinado composto.
- Para moléculas neutras, uma estrutura de Lewis na qual não existam cargas formais (cargas formais nulas) é preferível a uma estrutura alternativa na qual estejam presentes cargas formais.
- Estruturas de Lewis com cargas formais elevadas (+2, +3 e/ou -2, -3 e assim por diante) são menos prováveis do que aquelas com cargas formais baixas.
- Entre estruturas de Lewis alternativas com distribuições de cargas formais semelhantes, a estrutura mais provável é aquela em que as cargas formais negativas se encontram localizadas nos átomos mais electronegativos.
Exemplo: ião cianato, NCO-
N=C=O C=N=O C=O=N -1 0 0 -2 +1 0 +2 -1 -2
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Ressonância
Considere-se a molécula de O3
O–O=O -1 +1
O=O–O -1 +1
A estrutura da molécula de ozono é a média das duas estruturas. É importante não confundir com média temporal!
Outros exemplos:
C
CC
C
CC
H
H
H
H
H
HCC
CC
C
CH
H
H
H
H
HBenzeno
Ião carbonato
O
O–C–O - - O
O=C–O -
- O
O–C=O -
-
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Excepções à regra do octeto
O octeto incompleto
Dióxido de azoto, NO2
O–N=O . O–N=O .
Hidreto de berílio
H-Be-H
Trifluoreto de boro
F
F–B
F
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O octeto expandido
Hexafluoreto de enxofre
S
FF
FF
F
F
Ácido sulfúrico
O
H–O–S–O–H
O
O
H–O–S–O–H
O
-1
-1
+2
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Geometria molecular
A geometria molecular é o arranjo tridimensional dos átomos numa molécula e afecta muitas das suas propriedades físicas e químicas.
Em geral os comprimentos das ligações e os ângulos entre as ligações têm de ser determinados experimentalmente. No entanto existe um método simples, embora aproximado, para prever a geometria de moléculas não demasiado complexas. Este método faz uso da repulsão entre os pares electrónicos dispostos à volta do “átomo central” da molécula e é designado por modelo de repulsão dos pares electrónicos da camada de valência (REPCV).
Para aplicação deste modelo:
• No que diz respeito à repulsão entre pares de electrões, as ligações duplas e triplas podem ser tratadas como sendo ligações simples. No entanto há que ter em conta que são mais volumosas.
• Se puderem ser escritas duas ou mais estruturas de ressonância o modelo REPCV pode ser aplicado a qualquer uma delas.
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Moléculas do tipo Abx (A é o átomo central e não possui pares isolados)
120 º
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Teoria da Ligação Química
Moléculas em que o átomo central tem um ou mais pares isolados (ABxEy, em que A é o átomo central, B é um átomo ligado a A e E um par isolado no átomo central)
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Teoria da Ligação Química
+
H
N–H
H
F
F–B
F
F
F–B
F
H
–N–H
H
+ -
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Teoria da Ligação Química
Momentos dipolares
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Teoria da Ligação Química
Uma molécula pode ter ligações polares sem que exista momento dipolar
