TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICA

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Química Geral
Conceitos básicos de ligação
química
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por
pontos desemparelhados ao redor do símbolo do elemento.
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
Símbolos de Lewis
• Os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6.
• 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.
A regra do octeto
• Ligação Química é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal
para um não-metal.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-
metálicos.
Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros
unidos.
Ligações Químicas
Cl + Cl Cl Cl
• Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) DHºf = - 410,9 kJ
Ligação iônica
• O 11Na perdeu um elétron para se transformar em Na
+:
• O 17Cl ganhou o elétron para se transformar em Cl
- :
• O Na+ tem a configuração eletrônica do Ne (1s2 2s22p6).
• O Cl- tem a configuração do Ar (1s2 2s22p6 3s23p6).
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
Na(g) → Na+(g) + e-.
Cl(g) + e- → Cl-(g)
• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é
circundado por 6 íons Cl-.
• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por 6 íons Na+.
• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
• Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível.
• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para
descrever a rede iônica.
• A reação é violentamente exotérmica:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) DHºf = - 410,9 kJ
• NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por
quê?
• Devido a atração entre íons de cargas opostas que os mantém
unidos, liberando energia e fazendo com que eles formem um
arranjo ou rede cristalina.
../../../../../../Documents and Settings/S/FormationofSodiumChloride/FormationofSodiumChloride.html
• A formação de Na+(g) a partir de Na(g) é endotérmica (496
kJ/mol).
• A formação de Cl-(g) a partir de Cl(g) é exotérmica (-349 kJ/mol).
• Se a reação entre Na e Cl envolvesse somente ganho e perda de 
elétrons, a energia envolvida na reação seria:
Na + Cl → NaCl DH = 496 –349 = 147 kJ/mol
• Entretanto, a atração eletrostática entre os íon para formar a rede
cristalina libera energia, tornando o processo exotérmico.
Energias envolvidas na formação da 
ligação iônica
• A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa 
é exotérmica:
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) DH = -788 kJ/mol
• Imagine que a estrutura cristalina do NaCl expande-se de tal forma 
que a distância entre os íons aumente até que fiquem completamente 
separados.
• Este processo requer 788kJ/mol, que é o valor da energia de rede.
NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) (DH = +788 kJ/mol).
• A energia de rede é a energia requerida para separar
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons
gasosos.
• Energia de rede: é a energia necessária para separar
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons
gasosos.
• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos 
íons:
k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas 
partículas e d é a distância entre seus centros.
d
QQ
El
21k=
• A energia de rede aumenta à medida que:
• As cargas nos íons aumentam.
• A distância entre os íons diminui.
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:
• Mg: [Ne]3s2
• Mg+: [Ne]3s1 não estável
• Mg2+: [Ne] estável
• Cl: [Ne]3s23p5
• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
Íons de metais de transição
• Muitos metais de transição têm mais de três elétrons além do cerne
de gás nobre.
• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons.
• Portanto, para formar íons os metais de transição perdem primeiro
os elétrons s do nível de valência, depois , tantos elétrons d forem
necessários para atingir a carga do íon.
Fe: [Ar]3d64s2
Fe2+: [Ar]3d6
Fe3+: [Ar] 3d5
• Íons poliatômicos
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em
um composto contendo ligações covalentes.
• Por exemplo: SO4
2-, NO3
-.
• Ocorre entre átomos de metais iguais ou metais diferentes (ligas).
• A partir de propriedades dos metais:
1. são bons condutores de corrente: indica elétrons semi-livres;
2. são sólidos cristalinos em temperatura ambiente, com alto Ponto
de Fusão: indica forte ligação;
3. em geral apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência.
• Propõe-se um modelo para a ligação metálica:
“Teoria da nuvem eletrônica ou “mar de e- livres”.
Ligação Metálica
Ligação Metálica
“Teoria da nuvem eletrônica ou “mar de e- livres”.
• Os elétrons de valência não estão ligados a um único átomo, mas 
estão mais ou menos “livres” para se movimentarem por todo o 
metal. 
Ligação Metálica
• Assim, os elétrons de valência movem-se livremente por entre a
rede de íons metálicos positivos, não estando localizados em nenhum
átomo em particular, explicando a boa condutividade elétrica dos
metais.
• O “compartilhamento” destes elétrons pelos vários núcleos dos
metais é responsável pela forte adesão dos átomos.
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder
ou ganhar um elétron para formar um octeto.
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de
elétrons para que cada um atinja o octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando
os dois núcleos de H.
Ligação covalente
Ligação covalente
H + H → H2
Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de 
Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é 
representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Ligação covalente
Ligações múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre 
dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que 
o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
Ligação covalente
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou 
seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou 
seja, moléculas com expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um
número ímpar de elétrons.
N O N O
Exceções à regra do octeto
Deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos 
dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
• O exemplo mais típico é o BF3.
• As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F 
são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de 
elétrons.
Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um 
octeto.
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em 
energia para participarem de ligações e receberem a densidadeeletrônica extra.
• Ex.: PCl3, PCl4 e PCl5.
• 15P: [Ne] 3s
2 3p3.
Desenhando as estruturas 
de Lewis para Compostos 
Moleculares
Ex,: PCl3
1- Some os elétrons de valência de todos os átomos.
P = 5e
Cl = 7e x 3 = 21e
Total: 26e
Desenhando as estruturas 
de Lewis para Compostos 
Moleculares
2- Desenhe ligações simples entre os átomos para mostrar quais
átomos estão ligados entre si.
3- Completar os octetos nos átomos ligados ao átomo central e 
somar os elétrons.
P ClCl
Cl
Total: 24e
P ClCl
Cl
Desenhando as estruturas 
de Lewis para Compostos 
Moleculares
4- Coloque os elétrons restantes (neste caso 2) no átomo central,
completando o octeto também ao redor deste átomo.
P ClCl
Cl
5- Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo 
central um octeto, tente ligações múltiplas.