Aula 12 HS

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Estruturas de Lewis
Regra do Octeto
Ligações Iônicas
Energia
Ciclo de Born-Haber
Ligações covalentes
Ciclo de Born-Haber
Retículo Cristalino
Propriedades
Ligações covalentes
Tipos de Ligações covalentes 
Ligações múltiplas
Ligação coordenada
Ressonância 
Cargas Formais
A ESTRUTURA DE LEWIS DOS ÁTOMOS
Importância dos elétrons de valência.
Numa ligação química é importante observar os elétrons 
de valência, ou seja, os elétrons da camada mais externa 
do átomo.
Para os representar utilizamos as representações de Lewis 
que consistem no símbolo do elemento e um ponto 
simbolizando cada elétron de valência.
Na O
3s1 2s22p4
Símbolos de Lewis
Na· + ·Cl: Na+ + [:Cl:]-
:
: :
:
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
Gases nobres como o Hélio, Neônio e Argônio são
chamados de gases inertes!!
A inércia dos gases nobres deve estar relacionada com
suas estruturas eletrônicas.
Os gases nobres tem configuração eletrônica da camada
de valência- ns2np6- “Octeto completo”
(Até a década de 60 pensava-se
que eles não reagiam com nada!)
XeF2, XeF4, XeF6 e XeCl usado em lasers
A regra do octeto
� Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6. 
�A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, �A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, 
perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam
rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de 
elétrons).
� Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Configurações eletrônicas de
íons dos elementos representativos
• Esses são derivados da configuração eletrônica dos 
elementos com o número necessário de elétrons
adicionados ou removidos do orbital mais acessível.
• As configurações eletrônicas podem prever a formação
de íon estável:de íon estável:
Mg: [Ne]3s2
Mg+: [Ne]3s1 não estável
Mg2+: [Ne] estável
Cl: [Ne]3s23p5
Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre com a formação de um par de íons.
Forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas.
ELEMENTOS DE BAIXA ENERGIA DE IONIZAÇÃO (GRUPOS 1 E 2)ELEMENTOS DE BAIXA ENERGIA DE IONIZAÇÃO (GRUPOS 1 E 2)
+
ELEMENTOS DE ALTA AFINIDADE ELETRÔNICA (GRUPOS 16 E 17).
Exemplos: NaCl, K2O, CsF
½Cl 2(g) + Na(s) ���� NaCl(s) ∆∆∆∆Hºf = - 410,9 kJ
• A reação é violentamente exotérmica.
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o 
constituem. Por quê?
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro
ganhou o elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a ganhou o elétron para se transformar em Cl . Observe: Na tem a 
configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar.
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Na+: 1s2 (2s2 2p6) 3s0 octeto completo (Ne)
Cl: [Ne] 3s2 3p5
Cl-: [Ne] (3s2 3p6) octeto completo (Ar)
Compostos iônicos: ligação química.
Aspectos estruturais e termodinâmicos
Na(g) Na+(g) + e-
Energia requerida = + 494 kJ.mol-1
Cl(g) + e- Cl-(g)
A energia de atração entre cátions e ânions 
é mais importante do que a formação do octeto!!
Energia liberada = - 349 kJ.mol-1
Energia requerida + Energia liberada = + 145 kJ.mol-1
Rede Cristalina
ENERGIA DE REDE OU RETICULAR
É a energia liberada quando os íons gasosos são reunidos
para formar o cristal iônico.
Esta energia não pode ser medida diretamente, mas pode
ser obtida a partir de um ciclo de Born-Haber, que mostra
todos os passos que contribuem para a energia total da
reação de formação do composto iônico.
Equação de Born-Landé:
Z+ = carga do cation
Z- = carga do anion
e = carga eletrica = 1,6 x 10-19 C
+
-
r
e = carga eletrica = 1,6 x 10-19 C
N = numero de Avogrado = 6,02 x 1023mol-1
A = constante de Madelung (depende da estrutura cristalina)
n = constante ou expoente de Born
ε0 = constante dieletrica do vacuo = 8,85 x 10
-12 C2J-1m-1
r0 = raio ionico
Valores da Constante de Born
EXERCÍCIOS
1) Montar o ciclo de Born-Haber para a formação dos 
seguintes sólidos:
a)CaF2
b)MgO
c)K Oc)K2O
d)CaO
2) Calcule o valor da energia de rede para a fluorita (CaF2).
Dados: A = 2,529
r0 = 1,43 x 10
-10m
Força de atração entre cargas: eletrostática e multidirecional 
Arranjo de ânions Cl- e
cátions Na+ na estrutura ou
retículo cristalino do NaCl
Compostos iônicos: íons
Compostos iônicos
- P.E. e P.F. elevados;
- duros e quebradiços;
- a maioria é solúvel em água;
- as soluções conduzem corrente 
elétrica
BIBLIOGRAFIA do 2º TVC
Química Geral – Volume 1 – 2ª Edição.
John B. RUSSELL ..................................................................Capítulos 7 e 8
Química. A ciência central – 9ª Edição.
T. L. BROWN, H. E. LeMay, B. E. Bursten.…………………………….Capítulos 7, 8 e 9
Química Inorgânica: Uma introdução! – 1ª Edição. 1992
Haroldo L. C. BARROS..........................................................Capítulo 5 (Ligações)