Força e Comprimento de Ligação

Teoria Completa

Força de Ligação

Fala aí, como que a gente pode dizer se uma ligação entre dois átomos é forte ou fraca?

A reposta é: “tentando quebrar ela”!

Se você precisa fazer muita força pra quebrar a ligação, é porque ela é forte. Agora, se você dá um peteleco e ela já se quebra, é porque ela é fraca né?

Será que vai quebrar?

Bem, como ficava difícil medir quantos petelecos você precisava dar na ligação até ela se quebrar, resolveram o caso de um jeito um pouco mais científico: a energia de dissociação.

A energia de dissociação é a energia que você precisa dar para quebrar a ligação. Ela é sempre positiva, porque a gente sempre tem que dar energia pro sistema pra isso acontecer.

O que significa que os átomos livres tem maior energia do que quando estão ligados!

Dá uma olhada aí no gráfico:

Vamos olhar pra curva em amarelo.

Quando a distância entre os núcleos é muito pequena (tenda a zero), a energia do sistema é muito alta, porque os núcleos estão se repelindo!

Conforme a distância vai aumentando, a energia do sistema vai diminuindo, até chegar num mínimo (chamam de poço energético). A distância que gera esse mínimo da energia é a distância dos átomos na ligação (comprimento de ligação). E a energia mínima é a energia que o sistema tem quando os átomos estão ligados.

A partir desse ponto, conforme a gente aumenta a distância entre os núcleos, a energia volta a subir, porque os átomos livres tem mais energia do que quando estão “presos” pela ligação.

Quando a distância vai a infinito, a energia do sistema vai a zero, porque os caras não estão nem se atraindo, nem se repelindo.

Aquela seta marcada com A’ representa a energia que você tem que dar pra levar os átomos ligados até o zero de energia. Ou seja, a energia necessária para quebrar a ligação.

Agora olha a curva em azul. O poço é mais fundo, né? Quando esses caras estão ligados, eles atingem um nível de energia menor ( B   <   A ). Por isso, a gente vai precisar de mais energia pra quebrar a ligação da curva em azul do que a ligação da curva em amarelo.

A energia de dissociação da ligação representada em azul é maior do que a energia de dissociação da curva representada em amarelo.

Quanto maior a energia de dissociação, maior a força da ligação.

Fatores que Interferem na Força de Ligação

Tem como a gente prever se uma ligação é mais forte do que a outra?

Algumas vezes sim!

Vamos ver um exemplo: qual ligação você acha que vai ser mais forte? A ligação entre H e Cl (no HCl) ou entre H e I (no HI)?

O iodo é um cara muito grande. Ele tem 5 camadas da eletrosfera. Os elétrons da periferia dele já são bem soltinhos, você acha que ele tem condições de “prender” os elétrons do H?

Já o cloro tá no terceiro período da tabela (3 camadas na eletrosfera), bastante eletronegativo (puxa os elétrons do vizinho pra si)... vai deixar o hidrogênio mais preso!

Então a ligação entre H e Cl é mais forte do que a ligação entre H e I.

Outra coisa bem importante é analisar se a ligação é simples, dupla ou tripla. Uma ligação tripla é sempre mais forte do que uma ligação dupla, que é sempre mais forte do que uma ligação simples (se a gente analisar ligações entre os mesmo átomos, ok?).

Isso ocorre porque existem mais elétrons conectando os átomos.

Olha aí:

E a ressonância?

Bem, quando existe ressonância a ligação fica naquele meio-de-campo: ao mesmo tempo ela é simples e dupla. Por isso a energia de dissociação dela também é intermediária.

Uma ligação deslocalizada (onde tem ressonância) entre C e C tem energia de ionização por volta de 520 kJ/mol.

Mais um fator: a presença de pares de elétrons não ligantes (pares isolados).

Sabe quando a gente faz a estrutura de Lewis e sobram aqueles pontinhos representando pares de elétrons? Tipo assim:

Pois é, esse monte de elétron aí na volta do flúor acaba enfraquecendo a ligação F – F. Isso porque os elétrons não ligados ficam se repelindo, repelindo os elétrons da ligação... a ponto de repelir um átomo do outro.

Esse é um dos motivos da ligação entre dois átomos de flúor na molécula de F 2 ser mais fraca que a ligação entre dois hidrogênios no H 2 (sem pares de elétrons não ligantes).

De um modo geral é complicado olhar pra duas ligações completamente diferentes e prever qual será mais forte. Mas sabendo qual é mais forte, usamos esses fatores pra tentar explicar os dados: tamanho dos átomos (raio atômico), pares de elétrons não ligantes, ligações múltiplas e ressonância.

Comprimento das ligações

Quando a gente viu o gráfico de Energia x Distância entre os núcleos, láá no começo do capítulo, a gente já comentou que o mínimo de energia do sistema era alcançado por uma determinada distância internuclear.

Essa distância que leva o sistema ao mínimo de energia é, justamente, o comprimento de ligação: a distância entre os núcleos dos átomos que estão ligados.

O comprimento de ligação é a soma dos raios covalentes dos átomos que estão ligados.

Mas a gente sabe que o átomo não é uma esfera rígida (saudades, modelo de Dalton).

Então esse modelo aí de cima só funciona porque o raio covalente é calculado a partir do comprimento de ligação, que é medido experimentalmente.

Por exemplo, você mede o comprimento de uma ligação de H - H , divide por dois e encontra o raio covalente do hidrogênio na molécula de H 2 .

Aí mede uma ligação C - C , divide o valor por dois e encontra o raio covalente do carbono.

Agora, se você quiser saber o comprimento da ligação C - H , você pode, simplesmente, somar o raio covalente do hidrogênio com o raio covalente do carbono.

É uma aproximação bem boa e muito utilizada!

E pra prever quais ligações vão ser mais curtas e quais vão ser mais longas?

Seguiremos analisando os raios, os elétrons não ligantes, as ligações múltiplas e a ressonância.

Como ligações mais curtas tendem a ser mais fortes, ligações mais fortes tendem a ser mais curtas.

Por isso, raios pequenos, ausência de elétrons não ligantes e ligações múltiplas (duplas e triplas) ou com ressonância tendem a ser mais curtas (e mais fortes, lembra?!).

Show, agora você decide se quer pular pro próximo capítulo ou ficar aí pra fazer uns exercícios de fixação resolvidos passo-a-passo com a gente!

Expandir

Exercício Resolvido #1

USP/IQSC – Lista de Exercícios de Química Geral – Ligação Química. Professor Sérgio Akinobu. Questão 03.

Quais das seguintes moléculas possuem maior energia de dissociação? Ordene de maior a menor. Explique de acordo com isto qual possui maior força de ligação.

a) ( ) F 2 ( ) O 2 ( ) N 2 ( ) I 2

b) ( ) I 2   ( ) N 2 ( ) H 2

c) ( ) H F ( ) H I ( ) H C l

d) ( ) H 2 S ( ) N H 3 ( ) H 2 O

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Passo 1

a) Vamos começar analisando essas três moléculas:

Claro que tem muita coisa mudando nessas moléculas (o raio dos átomos, a eletronegatividade, o número de elétrons não ligantes – não representados).

Mas o que salta aos olhos aqui é mesmo a multiplicidade das ligações.

Vai lá... os caras são do mesmo período, a diferença dos raios não deve ser tão drástica.

Em relação aos pares de elétrons não ligantes, que enfraquecem as ligação: N 2 tem menos pares de elétrons não ligantes que o O 2 que tem menos que o F 2 . Então, por esse critério a ligação menos esfraquecida é a de N 2 e a mais enfraquecida será a do   F 2 .

Mas o fator principal aí, são as ligações dupla e tripla.

Com uma ligação tripla, o N 2 vai ter a maior e energia de dissociação, seguida do O 2 (com a ligação dupla) e do F 2 (ligação simples).

( 3 )   F 2           ( 2 )   O 2           ( 1 )   N 2

Mas nessa de ligação simples, a gente também tem o iodo.

Os dois tem o mesmo número de pares de elétrons não ligantes e apenas uma ligação simples.

A grande diferença aqui, está no raio. Enquanto o flúor é do segundo período da tabela periódica, o iodo tá no quinto!

Como o iodo é muito maior, o comprimento da ligação I-I será muito maior que o da F-F. Como a gente viu, via de regra, ligações maiores são mais fracas, e a nossa ordem fica assim:

3 F 2           2 O 2           1 N 2           4 I 2

Passo 2

b) Vamos olhar essas moléculas:

A de ligação mais forte deve ser o N 2 , com aquela ligação tripla ali.

Para os outros dois nos resta olhar os raios.

O hidrogênio é do primeiro período, enquanto o iodo é do quinto período da tabela periódica, tendo raio muito maior.

Com raio muito maior, os compostos de iodo vão tem um comprimento de ligação maior. E a gente viu que quanto maior o comprimento de ligação, mais fraca é a ligação.

Por isso, a ligação H-H deverá ser mais forte do que a ligação I-I.

3 I 2             1 N 2               2 H 2

E como quem tem maior energia de dissociação tem a ligação mais forte, a ligação mais forte é a do N 2 , seguido do H 2 e, por último, do I 2 .

Passo 3

c) Aqui a gente tá mantendo o H e mudando o halogênio da ligação: F, I e Cl.

Se você olhar a tabela periódica vai ver que, em relação aos raios:

F   <   C l   <   I

Portanto, a ligação HF será mais curta que a ligação HCl, que será mais curta que a ligação HI.

Com ligações mais curtas costumam ser mais fortes, a gente espera que a ligação do HF seja mais forte que a do HCl, que seja mais forte que a do HI (assim como as energia de dissociação).

( 1 )   H F             ( 3 )   H I             ( 2 )   H C l          

Passo 4

d) E agora para H 2 S , N H 3 e H 2 O ?

Você chegou a notar que o enunciado pede a energia de dissociação da molécula, e não de cada ligação?

Nos outros itens isso não foi um problema porque todas as moléculas tinham apenas uma ligação.

Mas aqui é diferente.

Vamos começar dando uma olhada nas estruturas desses caras:

A gente precisa analisar as ligações S-H, O-H e N-H.

Entre S-H e O-H o fator mais importante vai ser o raio. S e O são da mesma família, mas separados por um período.

Como S é maior, suas ligações serão mais longas e, por consequência, mais fracas.

Agora, e a ligação N-H?

O N é um pouco maior que o oxigênio (mesmo período, menor Z ), o que indica que a ligação N-H deve ser um pouco mais fraca.

Além disso, o oxigênio é mais eletronegativo que o nitrogênio, atraindo mais a eletrosfera do H.

Por outro lado, o N tem um par de elétrons não ligantes, enquanto o oxigênio tem dois, gerando mais repulsão e enfraquecendo a ligação O-H.

Mas, como o N H 3 tem uma ligação a mais que o H 2 O , a energia de dissociação da molécula será maior para o N H 3 .

Mas não é possível afirmar qual ligação será mais forte: a O-H ou a N-H.

Utilizando uma tabela de dados, a gente pode ver que a ligação O-H é mais forte que a ligação N-H.

Como o enunciado pede para ordenar pelas energias de dissociação das moléculas, fica assim:

( 3 )   H 2 S             ( 1 )   N H 3             ( 2 )   H 2 O

Resposta

a) 3 F 2           2 O 2           1 N 2           4 I 2

b) 3 I 2             1 N 2               2 H 2

c) 1 H F             3 H I             2 H C l      

d) ( 3 )   H 2 S             ( 1 )   N H 3             ( 2 )   H 2 O

Exercício Resolvido #2

Elaboração própria.

Dados os comprimentos de ligação abaixo, determine o raio covalente do H, do O e do N:

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Passo 1

A gente vai chamar o raio covalente de cada elemento de r x , onde x é o elemento. Ok?

Você pode resolver essa questão fazendo um sistema, sabendo que o comprimento da ligação é a soma dos raios covalentes dos átomos ligados.

r C + r H = 109

r C + r C = 154

r C + r O = 143

r N + r O = 140

r N + r H = 106

r O + r H = 98

Passo 2

Certamente existem muitas formas de resolver o sistema. Faça como preferir!

A sugestão é começar pela segunda equação:

r C + r C = 154

2 r C = 154

r C = 77   p m

Passo 3

Com isso a gente já pode determinar o r H e o r O usando a primeira e a terceira equações:

r C + r H = 109

77 + r H = 109

r H = 109 - 77 = 32   p m

r C + r O = 143

77 + r O = 143

r O = 143 - 77 = 66   p m

Passo 4

E agora o r N pela quarta ou quinta equação:

r N + r O = 140

r N + 66 = 140

r N = 140 - 66 = 74   p m

r N + r H = 106

r N + 32 = 106

r N = 106 - 32 = 74   p m

- ''

Resposta

r H = 32   p m

r O = 66   p m

r N = 74   p m

Exercício Resolvido #3

Peter Atkins Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 87-2.83. Modificada.

Com base nas estruturas de Lewis, coloque as seguintes moléculas ou íons em ordem decrescente de comprimento de ligação:

a) A ligação C O em C O , C O 2 ,   C O 3 2 -

b) A ligação S O em S O 2 , S O 3 ,   S O 3 2 -

Explique seu raciocínio.

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Passo 1

O enunciado manda a gente determinar a ordem dos comprimentos de ligações baseados nas estruturas de Lewis desses caras.

Então não tem jeito, vamos ter que fazer as estruturas de Lewis.

Passo 2

a) C O , C O 2 ,   C O 3 2 -

A gente começa identificando o átomo central como o que está em menor quantidade e é menos eletronegativo. Aqui vai ser o carbono.

Depois a gente liga os outros caras ao átomo central.

Como não sobrou ninguém sem ligar, a gente pode pular pro próximo passo, que é contar os elétrons de valência das estruturas como um todo. Lembrando que:

O 8 : 1 s 2 2 s 2 2 p 4 ⏟

C 6 : 1 s 2 2 s 2 2 p 2 ⏟

Então o oxigênio tem 6 elétrons de valência e o carbono tem 4.

Assim, no C O vamos ter 10 elétrons de valência, no C O 2 , 16 elétrons de valência e no C O 3 2 - , 24 elétrons de valência porque, além dos 22 dos átomos, adicionamos dois elétrons devido à carga do íon.

E agora a gente tem que completar o octeto de todo mundo nas estruturas e ver se o número de elétrons bate com o que calculamos. Se não bater, a gente faz ligações múltiplas entre os átomos ou coloca mais elétrons nas nossas estruturas.

Completando octetos:

O C O ficou com 14 elétrons, mas só pode ter 10. O C O 2 ficou com 20 elétrons e só pode ter 16. E o C O 3 2 - tá com 26 elétrons e tem que ter 24. Bora fazer ligações múltiplas então.

Agora todo mundo tá com o octeto completinho e o número de elétrons na estrutura bate com o que tínhamos calculado.

Vamos ter que ficar ligados porque todas as estruturas acima são ressonantes. Aí estão representadas algumas estruturas de ressonância com as cargas formais dos átomos.

E agora tá na hora de avaliar quais ligações são as mais curtas e quais são as mais longas.

Definitivamente, a mais curta será a do C O , porque ela tem o maior caráter de ligação tripla.

No C O 2 , uma estrutura de ressonância também tem ligação tripla, mas ela é menos significativa que a estrutura com duas duplas, devido às cargas formais (quanto mais próximas de zero, maior a contribuição da estrutura ao híbrido de ressonância).

No C O 2