LIGAÇÕES QUÍMICAS 1

Prévia do material em texto

● Uniões estabelecidas entre átomos para formarem 
moléculas ou, no caso de ligações iônicas ou metálicas, 
para constituírem a estrutura básica de uma substância 
ou composto 
● Na Natureza há aproximadamente 100 elementos 
químicos. Os átomos destes elementos ao se unirem, 
formam a grande diversidade de substâncias químicas 
 
● Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram dois 
fatos: 
① A tendência de elementos com oito elétrons na 
camada de valência aparecerem isoladamente, os gases 
nobres; 
② A tendência que os elementos manifestam de perder, 
ganhar ou compartilhar elétrons. 
A partir dessa associação, propuseram esta teoria para 
explicar as ligações químicas entre os elementos: 
● Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons até que eles estejam circundados por oito 
elétrons de valência 
● Octeto de elétrons: subníveis s e p completos 
● A teoria é aplicada principalmente para os elementos 
representativos (família A), sendo que os elementos de 
transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse 
modelo 
● Embora existam muitas exceções a essa regra, ela 
continua sendo utilizada por se prestar muito bem como 
introdução ao conceito de ligação química 
● Símbolos de Lewis: símbolo químico do elemento mais 
um ponto para cada elétron de valência 
S [Ne] 3s2 3p4 
Ex: 6 elétrons de valência: 
● O número de elétrons de valência de qualquer 
elemento é o mesmo do número do grupo do elemento 
da tabela periódica 
 
● Gases Nobres: Distribuições eletrônicas muito 
estáveis (altas energias de ionização, baixas afinidades 
por elétrons adicionais e deficiência geral de reatividade 
química); 8 elétrons de valência 
● Forças electrostáticas que existem entre íons de carga 
oposta, positivos (cátions) e negativos (ânions) 
● Substâncias iônicas geralmente resultam da interação 
de metais do lado esquerdo da Tabela Periódica com 
elementos não metálicos do lado direito da Tabela, 
excluindo os gases nobres (grupo 18) 
● Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons 
são os metais das famílias IA, IIA e IIIA e os átomos que 
recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e 
VIIA 
● O hidrogênio (Z = 1) apresenta, na sua primeira e única 
camada, um elétron, atingindo a estabilidade, nesse tipo 
de ligação, ao receber mais um elétron 
● A ligação iônica é a única em que há transferência 
definitiva de elétrons 
 
● Ex: Formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) a 
partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl) 
● O átomo de sódio (Na) não é estável pela Teoria do 
Octeto, pois apresenta um elétron na camada de valência. 
Sua estabilidade eletrônica será atingida pela perda de 
um elétron, originando o íon Na+ 
● O átomo de cloro (Cl) não é estável pela Teoria do 
Octeto, pois apresenta sete elétrons na camada de 
valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pelo 
ganho de um elétron, originando o íon Cl– 
 
● Após a formação dos íons (Na+ e Cl–) eletronicamente 
estáveis, ocorre uma interação eletrostática (cargas com 
sinal contrário se atraem): 
 
● Os compostos formados são denominados compostos 
iônicos. Constituem estruturas eletricamente neutras 
● A interação entre os íons produz aglomerados com 
forma geométrica definida, denominados retículos 
cristalinos, característicos dos sólidos 
● A existência do retículo iônico determina as principais 
características desses compostos: 
① Como apresentam forma definida, são sólidos nas 
condições ambientes (temperatura de 25 °C e pressão de 
1 atm); 
② Os compostos iônicos apresentam elevadas 
temperatura de fusão e temperatura de ebulição; 
 
③ Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, 
produzindo faces planas; são, portanto, duros e 
quebradiços; 
④ Apresentam condutibilidade elétrica quando 
dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido 
(fundidos), devido à existência de íons com liberdade de 
movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, 
fechando o circuito elétrico; e 
⑤ Seu melhor solvente é a água. 
● Há alguns metais que, quando perdem elétrons, 
originam cátions que não seguem a regra do octeto. Isso 
ocorre com os metais de transição. 
● Ex: ferro (Fe), que na natureza é encontrado formando 
compostos com carga 2+ e 3+ 
 
● Na formação do Fe2+, os elétrons perdidos estavam 
situados no subnível 4s2 (camada de valência). No caso 
do Fe3+, foram perdidos os elétrons do subnível 4s2 e 
mais um elétron do subnível 3d6 
● A fórmula correta de um composto iônico é aquela 
que mostra a mínima proporção entre os átomos que se 
ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente 
neutro 
● Para que isso ocorra, é necessário que o número de 
elétrons cedidos pelos átomos de um elemento seja igual 
ao número de elétrons recebidos pelos átomos do outro 
elemento 
● Há uma maneira prática de determinar a quantidade 
necessária de cada íon para escrever a fórmula iônica 
correta: 
 
 
● Capacidade que as ligações possuem de atrair cargas 
elétricas, e o local onde ocorre este acúmulo 
denominamos de polos, estes se classificam em polos 
negativos ou positivos 
● O cátion Na possui polo (+) que atrai partículas (-) 
 
● Polaridade presente nas ligações iônicas: a 
transferência de elétrons é definitiva e por isso os 
compostos iônicos, como o próprio nome já diz, são 
carregados de cargas positivas e negativas e, portanto, 
apresentam polos, ou seja, toda ligação iônica é uma 
ligação polar 
● Quando os átomos envolvidos tendem a receber 
elétrons 
● Como é impossível que todos os átomos recebam 
elétrons sem ceder nenhum, eles compartilham seus 
elétrons, formando pares eletrônicos. 
 
 
● Os átomos atingem a configuração estável 
compartilhando elétrons com um átomo adjacente e 
pertence simultaneamente aos dois átomos 
● Como não ocorre ganho nem perda de elétrons, 
formam-se estruturas eletricamente neutras, de 
grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse 
motivo, essa ligação também é denominada molecular 
 
● Entre dois átomos poderá haver até três pares de 
elétrons partilhados. Se houver: 
► 1 par de elétrons: ligação covalente simples 
► 2 pares de elétrons partilhados: ligação covalente 
dupla 
► 3 pares de elétrons partilhados: ligação covalente 
tripla 
● A relação entre a posição na tabela e o número de 
ligações é indicada a seguir: 
 
● A representação do número e dos tipos de átomos que 
formam uma molécula é feita por uma fórmula química. 
Existem diferentes tipos de fórmulas: 
① Molecular: representação mais simples e indica 
apenas quantos átomos de cada elemento químico 
formam a molécula 
 
② Eletrônica: aka fórmula de Lewis, mostra, além dos 
elementos e do número de átomos envolvidos, os 
elétrons da camada de valência de cada átomo e a 
formação dos pares eletrônicos 
 
③Estrutural plana: aka fórmula estrutural de Couper, 
mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de 
elétrons entre dois átomos representado por um traço 
 
● Mais de um par de elétrons pode ser compartilhado, 
formando-se, então, ligações simples, duplas e triplas. 
● Vários compostos estáveis não apresentam oito 
elétrons em torno de um átomo da molécula. Veja alguns 
elementos que não seguem a regra do octeto: 
► Boro (B): forma compostos estáveis por meio de três 
ligações simples, estabilizando-se com seis elétrons na 
camada de valência 
► Berílio (Be): embora classificado como metal 
alcalino-terroso, pelo fato de seus dois elétrons da 
camada de valência apresentarem elevadas energias de 
ionização, forma compostos moleculares com duas 
ligações simples. Assim, estabiliza-se com quatro 
elétrons na camada de valência 
► Alumínio (Al): Como seus elétrons de valência 
apresentam elevadas energias de ionização, o alumínio 
forma, em alguns casos, três ligações simples. Assim, 
estabiliza-se com seis elétrons na camada de valência 
 
● No caso de átomos de elementosdistintos, geralmente 
um átomo exerce mais força de atração em uma nuvem 
eletrônica do que outro. 
● Essa força de atração é denominada 
eletronegatividade e mensura a atração que os átomos 
exercem sobre os elétrons. 
● Os compartilhamentos desiguais dos elétrons das 
ligações químicas causam a formação de um dipolo 
(separação em cargas parciais positivas e negativas) 
● Cargas parciais são escritas como δ+ (delta mais) e δ- 
(delta menos) 
● A escala de eletronegatividade de Paulin: 
 
► A eletronegatividade é crescente no sentido da seta 
“Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para o 
Hospital”. 
● Ligação apolar: a molécula pode ser apolar por dois 
motivos: 
① As polaridades das ligações são quase nulas (quando 
há um compartilhamento igual dos elétrons entre 
diferentes átomos) 
② As ligações polares estão dispostas na molécula de tal 
forma que os vetores polaridade se anulam 
● Exemplos comuns de compostos apolares são as 
gorduras, óleos e gasolina. Portanto, moléculas apolares 
são insolúveis em água a temperatura ambiente. 
 
● Diagrama mostrando o efeito da soma vetorial de 
ligações polares simétricas (as setas mostram o sentido 
do deslocamento dos elétrons nas ligações) no 
trifluoreto de boro cancelando-se mutuamente dando 
uma polaridade molecular igual a zero. 
● Ligação polar: a diferença de eletronegatividade 
emtre os átomos induz o acúmulo de carga negativa ao 
redor do elemento mais eletronegativo, gerando assim, 
polos na molécula 
● Ex: sacarose. Açúcares têm muitos grupos oxigênio-
hidrogênio (-OH) e por isso são muito polares 
● Quando comparamos substâncias polares e apolares 
de massas molares parecidas, as moléculas polares em 
geral têm um ponto de ebulição mais alto. Isso se dá pelo 
fato de haver uma interação dipolo-dipolo entre as 
moléculas polares. 
● Nas ligações de hidrogênio esse efeito é observado. 
Pelo fato da natureza da molécula de água ser bastante 
polar, substâncias polares podem ser dissolvidas nela. A 
água é uma molécula polar, pois o oxigênio é mais 
eletronegativo que o hidrogênio e, então os elétrons são 
atraídos para próximo do oxigênio 
 
 
● Semelhante à covalente comum, ocorre entre um 
átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro, ou 
outros, que necessitem de dois elétrons para completar 
sua camada de valência 
● A ligação dativa pode ser indicada por uma seta (A  
B) ou por um traço (A — B) 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletronegatividade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Dipolo
● Ex: dióxido de enxofre (SO2). O enxofre estabelece 
uma dupla ligação com um dos oxigênios, atingindo a 
estabilidade eletrônica. A seguir, compartilha um par de 
seus elétrons com o outro oxigênio, através de uma 
ligação covalente dativa ou coordenada. 
 
 ● Além do oxigênio, o cátion H+ comumente se associa a 
outros elementos por ligações dativas. O cátion H+ 
forma-se quando o átomo de hidrogênio, em condições 
especiais, perde seu único elétron: 
 
● Podem ser encontrados nos três estados físicos 
 
● Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição 
menores que os compostos iônicos; 
 ● Quando puros, não conduzem eletricidade; 
● Quando no estado sólido, podem apresentar dois 
tipos de retículos cristalinos (R. C. Moleculares, R. C. 
Covalente) 
● Fenômeno em que ao compartilharem elétrons, os 
átomos podem originar uma ou mais substâncias simples 
diferentes 
● Propriedade pela qual um mesmo elemento químico 
pode formar2 ou mais substâncias simples diferentes, 
denominas variedades alotrópicas do elemento 
● As variedades alotrópicas podem diferir quanto à 
quantidade de átomos e/ou à sua estrutura cristalina 
● Oxigênio: forma 2 variedades alotrópicas; uma delas, 
mais abundante, é o oxigênio comum (O2) e a outra, o 
ozônio (O3) 
● Carbono: Na natureza, C forma 3 variedades 
alotrópicas: diamante, grafita e fulerenos. Essas 3 
substâncias simples diferem entre si no arranjo dos 
átomos que formam o retículo cristalino, isto é, a sua 
estrutura. 
 
● Enxofre: forma 2 variedades: o enxofre rômbico e o 
enxofre monoclínico. Essas duas são formadas por 
moléculas com 8 átomos (octatômicas) e podem ser 
representadas pela fórmula S8. Embora os cristais das 
duas variedades alotrópicas sejam diferentes, ambos são 
formados por anéis com oito átomos, interligados 
conforme a figura: 
 
 
● Fósforo: forma diversas variedades alotrópicas, sendo 
o fósforo branco e o fósforo vermelho as duas mais 
comuns 
● Estudo de como os átomos estão distribuídos 
espacialmente em uma molécula 
●Para se determinar a geometria de uma molécula, é 
preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares 
eletrônicos da camada de valência 
● VSEPR (repulsão dos pares de elétrons da camada de 
valência): baseia-se na ideia de que pares eletrônicos da 
camada de valência de um átomo central, estejam 
fazendo ligação química ou não, se comportam como 
nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior 
distância angular possível uns dos outros. 
● Uma nuvem eletrônica pode ser representada por 
uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par 
de elétrons que não estão a fazer ligação química 
 
●Dependendo dos átomos que a compõem, as principais 
classificações são: linear, angular, trigonal plana, 
piramidal e tetraédrica 
●2 ÁTOMOS (AX) A – é o átomo central; X – quantidade 
de átomos ligados; E – par isolado de elétrons: 
► LINEAR (180º). Ex: HCl , HBr , O2 , Cl2 
 
● 3 ÁTOMOS (AX2) 
► LINEAR: Átomo central sem pares de elétrons livres. 
 Ex: BeCl2 , CO2 
 
► ANGULAR: Átomo central com par de elétrons livres. 
Ex: H2O (104º30’) ; SO2 (90º) 
 
● 4 ÁTOMOS (AX3) 
► TRIGONAL PLANA: Átomo central sem pares de 
elétrons livres. 
Ex: BF3 , SO3 
 
► PIRAMIDAL: Átomo central com par de elétrons 
livres. 
Ex: NH3 , PH3 , PCl3 
 
 
● 5 ÁTOMOS (AX4) 
► TETRAÉDRICA: 1 átomo central 
 Ex: CH4 , SiCl4, CCl4 
 
● 6 ÁTOMOS (AX5) 
► BIPIRÂMIDE TRIAGONAL: 1 átomo central. 
 Ex: PCl5 , PI5 
● 7 átomos (AX6) 
► OCTAÉDRICA: 1 átomo central. 
 Ex: SF6 
 
 
● Momento do dipolo: medida da polaridade de um 
sistema de cargas elétricas 
 
● A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido 
e gasoso é consequência da atração entre moléculas 
através das ligações intermoleculares 
● Ligações intermoleculares são mais fracas do que as 
ligações intramoleculares (ligações entre átomos que 
constituem as moléculas) 
●Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior 
será a energia posta em jogo para romper as ligações 
entre moléculas, de forma que a que se dê a passagem do 
estado sólido a líquido 
● Estabelecem-se entre moléculas polares ( R  0 ) 
 
● A ligação de H ( Hidrogénio ) é um caso particular da 
ligação diplo-dipolo 
● As ligações de H estabelecem-se entre átomos 
pequenos e electronegativos (N , O e F) e o átomo de H e 
são as ligações intermoleculares mais fortes 
● O que condiciona a diferença no estado físico destas 
substâncias são as ligações de H que se estabelecem 
entre as moléculas de água. Entre moléculas de H2S não 
se estabelecem ligações de H 
● Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações 
dipolo-dipolo 
● É necessário fornecer mais energia à água para romper 
essas ligações ( Hidrogênio ), daí , o seu ponto de 
ebulição ser maior 
● O polo positivo do dipolo permanente (molécula polar) 
vai atrair a nuvem electrônica da molécula apolar, 
deformando-a. Esta deformação corresponde ao 
aparecimento de um dipolo induzido 
● O movimento de elétrons em um átomo ou molécula 
pode criar um momento de dipolo instantâneo 
● As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo 
permanente -dipolo induzido 
 
● Em média , a nuvem electrónica distribui-se de uma 
forma esférica à volta do núcleo. 
● O movimento do electrão, provoca num determinado 
instante um dipolo instantâneo 
 
● Estapolarização é induzida a moléculas vizinhas, 
resultando daí forças de atracção entre moléculas 
● A ligação de London depende :do número de electrões; 
do tamanho da molécula e da forma da molécula 
● A medida que o raio atômico aumenta (aumento do nº 
de elétrons) as forças de dispersão de London são mais 
fortes, daí que, à temperatura ambiente o flúor e o cloro 
são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido 
 
● As unidades constituintes da estrutura são átomos 
● As ligações químicas que se estabelecem entre as 
unidades constituintes da estrutura são covalentes 
● Não conduzem a corrente elétrica , com exceção do 
grafite 
● Pontos de fusão e ebulição elevados 
● Duros e quebradiços 
● As unidades constituintes da estrutura são íons 
positivos e elétrons livres 
● As ligações químicas que se estabelecem entre as 
unidades constituintes da estrutura são metálicas 
 
 
 
● Forças Intermoleculares: 
 
● É a ligação química que se estabelece entre os átomos 
de diversos metais (ex: Ferro, Zinco, Alumínio, etc) onde 
a camada de valência contém 1, 2 ou 3 elétrons 
● Caracteriza-se pela existência de íons positivos 
(átomos que cederem elétrons) dispostos de forma 
ordenada 
● Entre os íons positivos circulam, com grande 
liberdade de movimento, os elétronss que foram cedidos 
pelos átomos (é devido a este fator que os metais 
conduzem bem a electricidade), por isso se chama a esse 
conjunto “mar de elétrons” 
● Os núcleos dos átomos, positivamente carregados se 
ligam, por atração aos elétrons carregados 
negativamente 
● Estrutura Cristalina:No estado sólido, os átomos dos 
metais se agrupam de forma geometricamente ordenada, 
dando origem às células, ou grades, ou reticulados 
cristalinos. 
● Brilho Metálico: Quando polidos refletem como 
espelhos. 
 ● Pontos de fusão e ebulição: A maioria dos metais 
possui alto ponto de fusão e ebulição. Isso acontece 
porque a ligação metálica é muito forte, e “segura” os 
átomos unidos com muita intensidade. 
 ● Condução térmica e elétrica elevadas: Bons 
condutores de calor devido aos elétrons livres que 
existem na ligação metálica o que permite trânsito 
rápido de calor e eletricidade. 
● Ductibilidade e Maleabilidade: Propriedade dos 
materiais se transformarem em fios e lâminas.