Aula 10 - Ligações Químicas - Parte 1

Prévia do material em texto

QUÍMICA GERAL
AULA 10 – Ligações Químicas
Parte 1
Definição: Junção entre átomos, moléculas ou íons onde 
cada espécie química procura uma maior 
estabilidade
Ligação Química
Átomos ligados
Átomos isolados
Mais estável
Menos estável
E
n
er
g
ia
Configurações eletrônicas dos átomos
Elemento Grupo ou 
família
Elétrons 
internos
Elétrons de 
valência
Configuração 
total
Elementos do grupo principal: Elétrons “s” e “p”
11Na 1 [Ne] 3s
1 [Ne]3s1
14Si 14 ou 4A [Ne] 3s
2 3p2 [Ne] 3s2 3p2
33As 15 ou 5A [Ar]3d
10 4s24p3 [Ar] 4s23d104p3
Elementos de transição: Elétrons “ns” e “(n-1)d”
22Ti 4 ou 4B [Ar] 3d
24s2 [Ar] 3d24s2
27Co 9 ou 9B [Ar] 3d
74s2 [Ar] 3d74s2
42Mo 6 ou 6B [Kr] 4d
55s1 [Kr] 4d55s1
Configurações eletrônicas dos átomos
Camada de 
valência
Camada interna
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Ge: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2
Símbolo de Lewis
Enxofre
Família 6A
z = 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
Elétrons 
ligantes
Elétrons não 
ligantes
Elétrons não 
ligantes
Elétrons 
ligantes
Regra do octeto: Lewis
Os átomos tendem a
ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até
que eles estejam rodeados
por 8 elétrons na camada
de valência.
Walter Kossel relacionou a estabilidade dos elementos 
com as suas configurações eletrônicas
Grupo 1, 2, 3→ Os átomos tendem perder e- para 
alcançar o octeto
Grupo 5, 6, 7→ Os átomos tendem ganhar e- para 
alcançar o octeto
Grupo 8 (Gases nobres)→Tem o octeto completo
• Porque as substâncias ao nosso redor se comportam 
de maneira diferente?
Ex: Sal de cozinha: elevado ponto de fusão, sólido 
duro, frágil, conduz corrente elétrica quando dissolvido 
em água.
• Porque materiais como cera de vela são moles, tem 
baixo de fusão e não conduzem corrente?
• Porque alguns materiais, como o ouro, são brilhantes, 
maleáveis, conduzem corrente quando fundidos ou sólidos?
As respostas para estas perguntas estão no tipo de ligação 
que existe dentro da substância, as quais são responsáveis 
pelo comportamento das substâncias. 
Em nível atômico podemos distinguir um metal de um 
não-metal com base em suas posições na tabela periódica
As ligações química são as forças atrativas que ligam os átomos de 
modo a formar substâncias mais complexas e estáveis.
Iônica
Refere-se às forças
eletrostáticas que
existem entre íons 
de cargas opostas.
Covalente
Ocorre o 
compartilhamento de
elétrons entre dois
átomos.
Metálica
Grande n° de cátions 
são mantidos unidos 
por um grande n° de 
elétrons
• Usualmente medimos a
temperatura de um gás em graus
Celsius, mas em qualquer cálculo
envolvendo gases, a temperatura
deve ser expressa em gases.
Ligação iônica 
Estabilidade das substâncias iônicas
Depende:
Energia de ionização do metal 
não deve ser muito elevada; 
Energia liberada na adição de 
elétrons ao metal deve ser alta. 
Energia de interação 
eletrostática
NaCl
ClNa
Cl-Na+
E
n
er
g
ia
7
8
7
 
k
J
.m
o
l-
1
1
4
7
 
k
J
.m
o
l-
1
496-349= 147 kJ.mol-1
-787 +147= - 640 kJ.mol-1
Energia de interação eletrostática
Depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:
Eel energia de interação eletrostática
k é uma constante de proporcionalidade (8,99 x 109 J.m /C2 
ou 1,389 x 105 kJ.pm/mol-1 )
Q1 e Q2 são as cargas do cátion e do ânion 
d é a distância entre seus centros.
d
QQ
Eel
21=
Energias envolvidas na ligação iônica 
Energias de Rede
É a energia requerida para separar completamente 
um mol de composto sólido iônico em seus íons 
gasosos
NaCl (s) → Na
+ 
(g) + Cl
-
(g) ΔH rede= +788 kJ.mol
-1
Por que a Energia de Rede do NaCl > KCl?
Por que o NaCl2 não se forma???
A remoção de um segundo elétron do Na exigiria uma quantidade de 
energia 10 vezes maior do que a energia necessária para remoção do 
primeiro elétron do Na. 
ΔH ionização 2e- = 496 + 4561= 5058 kJ.mol-1
11Na 
A ligação iônica é de natureza forte e não direcional
+
-
+
-
+-
Figura: agregados iônicos: (a) par iônico (b) quadrado iônico (c) visão 3D do sólido 
iônico
(a) (b) (c)
Características das substâncias iônicas
Os sólidos iônicos são quebradiços, tem elevado 
ponto de fusão, são substâncias cristalinas e 
quebram-se de maneira regular em superfícies 
planas
Ligação metálica
Ligação metálica
Ocorre entre metais, a camada de valência da maioria dos 
metais contém 1, 2 ou 3 elétrons.
Os núcleos dos átomos, positivamente carregados se ligam, 
por atração aos elétrons carregados negativamente.
Ligação metálica: mar de elétrons
O metal sólido é constituído por átomos metálicos (cátions) 
em posições ordenadas com seus elétrons de valência livres
(deslocalizados) para se movimentarem pelo sólido.
Íons X+ fixos
Os elétrons de valência não estão ligados aos
átomos, mas deslocalizados por todo o cristal,
movendo-se livremente em todas as direções e sendo
compartilhados por todos os cátions com igual
probabilidade
Estrutura Cristalina
No estado sólido, os átomos dos metais se agrupam 
de forma geometricamente ordenada, dando 
origem às células, ou grades, ou reticulados 
cristalinos.
Ligas metálicas
•Latão = cobre + zinco
•Bronze = cobre + estanho
•Ouro 14 quilates = ouro+cobre
•Ligas de níquel-titânio com 
adição de cobre (CuNiTi) 
Propriedades das ligações metálicas
•São não direcionais – atração eletrostática;
•Força da ligação metálica – depende da carga
dos cátions;
Propriedades dos sólidos metálicos
Elevados ponto de fusão e ebulição:
A ligação metálica é muito forte, e “segura” os 
átomos unidos com muita intensidade
Bons condutores de calor e eletricidade, dúcteis e 
maleáveis:
Elétrons livres que existem na ligação metálica 
Brilho metálico: 
Interação dos elétrons do metal com os diversos 
comprimentos de onda incidentes (quase todas as 
transições são permitidas).
Ligação covalente
•LEWIS: Átomos adquirem uma configuração eletrônica 
de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com 
outros átomos;
•Cada par de elétrons compartilhado constitui uma 
ligação covalente;
Interação coulombiana 
entre os dois elétrons e 
os núcleos
H H
Formação da molécula de H2
Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na 
molécula de hidrogênio
Estrutura de Lewis
Representa os átomos por seus elementos (símbolos 
químicos), as ligações covalentes por um traço e os pares 
de elétrons não-ligantes por pontos:
Regras para escrever uma Estrutura 
de Lewis
1- Desenhe o esqueleto da molécula ou íons unindo os átomos por
ligações simples;
2- Conte o número total de elétrons de valência da estrutura:
Molécula: some o n° de elétrons de valência dos átomos
participantes
Cátion: elétrons de valência - n° de elétrons iguais à carga positiva;
Ânion: Elétrons de valência + n° de elétrons igual à carga negativa;
3- Distribua 2 elétrons de valência para cada ligação covalente
simples e o restante sob a forma de pares não-ligantes, de modo a
atende o octeto.
Desenhe a Estrutura de Lewis para:
CO2 SO4
2- NO2
+
Ligações Múltiplas
N N N=N N≡N
1,47 Å 1,24 Å 1,10 Å
Estruturas Ressonantes
Ambas estruturas tem modelos idênticos de ligação 
covalente e tem a mesma energia→ Estruturas ressonantes
A estrutura real é descrita pela média das duas 
estruturas de ressonância
Estruturas Ressonantes
• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma
ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem
duas ligações idênticas de caráter intermediário.
• Exemplos comuns: O3, NO3
-, SO4
2-, NO2 e benzeno.
O
O
O
O
O
O
• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de
tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos
de C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por
todo o anel:
• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas 
chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).
Ressonância no benzeno
Estrutura de Lewis diferentespara 
representar uma molécula
Carga formal: EV-(1/2 EL+ENL)
OCO
Carga formal de um átomo em uma estrutura de
Lewis é a carga que um átomo teria em uma molécula se
todos os outros átomos tivessem a mesma
eletronigatividade.
OCO
Exceções à regra do octeto
N° ímpar de
elétrons
BF
F
F
PCl
Cl
Cl
Cl
Cl
N O
Octeto
Incompleto
Octeto
Expandido
Polaridade e eletronegatividade
•Ligação Covalente Apolar: é aquela na qual os elétrons estão 
igualmente compartilhados entre dois átomos.
Ligação Covalente Polar: um dos átomos exerce maior 
atração pelos elétrons ligantes que o outro.
Eletronegatividade
É a habilidade de um átomo de atrair elétrons 
para si em certa molécula.
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma 
escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Relaciona-se com:
Afinidade eletrônica: é a energia liberada quando um elétron é 
adicionado a um átomo neutro no estado gasoso.
Energia de ionização: é a energia mínima necessária para arrancar 
um elétron de um átomo isolado no estado gasoso.
Eletronegatividade
Polaridade e eletronegatividade
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida 
da Polaridade de Ligação.
A extremidade positiva em uma ligação polar é representada por +
e o polo negativo por -
(cargas parciais)
Classificação das ligações pela diferença de 
eletronegatividade
Diferença Tipo de ligação
0 Covalente apolar
 2 Iônica
0 < and <2 Covalente polar
Momento dipolo
Considere HF:
•A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
•Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
Momento dipolo (μ)
É a medida da magnitude de um dipolo :
Medidos em debyes (D) = 3,34x 10-30 C x m
Q é a grandeza das cargas 
r é a distância do centro dos átomos
Qr=
Propriedades das ligações
Ordem da ligação
Refere-se ao número de pares de elétrons ligantes
compartilhados por 2 átomos em uma molécula
Ordem 1
H-H
NH3
Ordem 2 
H2C=CH2
CO2
Ordem 3
HC≡CH
N2
Bond 
Type
Bond 
Length
(pm)
C-C 154
C=C 133
CC 120
C-N 143
C=N 138
CN 116
Comprimento das ligações covalentes
Bond Lengths
Triple bond < Double Bond < Single Bond
É o comprimento entre os núcleos de 2 átomos em
uma ligação covalente, determinado em grande parte
pelo tamanho dos átomos.
Comprimento das ligações covalentes
Modificações nas vizinhas da ligação podem
alterar o comprimento da ligação.
Ex.:
C – H no metano = 99,3 pm
C – H no acetileno = 95,3 pm
A força de uma ligação química é medida pela energia necessária 
para rompê-la.
É a variação de entalpia para a quebra de uma ligação
covalente em átomos gasosos, também denominada como
energia de dissociação (D).
D é uma energia transferida do ambiente para a molécula→
Energia de ligação
MOLÉCULA 
FRAGMENTADAMOLÉCULA
Absorve Energia
Libera Energia
ΔH°r= Σ D(ligações rompidas) - Σ D (ligações formadas)
Use a energia das ligações para calcular a variação de entalpia 
padrão: H2 (g) + F2 (g) 2HF (g)
DH0 = SD(reagentes) – SD(produtos)
Tipo de ligação 
quebrada
N° de ligações 
quebradas
Energia da 
ligação(kJ/mol)
Variação de 
Energia (kJ)
H H 1 436.4 436.4
F F 1 156.9 156.9
Tipo de ligação 
formada
N° de ligações
formadas
Energia da 
ligação (kJ/mol)
Variação de 
Energia (kJ)
H F 2 568.2 1136.4
DH0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ
C-C C=C C≡C
1,54 Å 1,34 Å 1,20 Å
348 KJ 614 KJ 839 KJ
Quando o número de ligações entre os átomos
aumenta, os átomos são mantidos mais próximos e
mais firmemente unidos.
Entalpia de ligação e Comprimento da
ligação
•A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força
intramolecular.
•A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
•Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças
intramoleculares.
•Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças
intermoleculares são quebradas.
Forças intermoleculares
As forças intermoleculares são responsáveis por várias propriedades físicas dos
compostos, como ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade (miscibilidade),
tensão superficial, etc.
Influência da energia da ligação em algumas 
propriedades dos materiais
Quanto maior a energia envolvida na ligação química 
há uma tendência de:
• Maior ser o ponto de fusão do composto;
• Maior a resistência mecânica;
• Maior a dureza;
• Maior o módulo de elasticidade;
• Maior a estabilidade química;
• Menor a dilatação térmica; 
Forças
Intermoleculares
Molécula Exemplos
Força de London Apolar H2, N2, S8,
C8H18, CCℓ4, CO2...
Dipolo-dipolo Polar HCℓ, PCℓ3,
HCN...
Ligação de hidrogênio POLAR COM: H-
F, H-O, H-N
HF, H2O,
NH3, HCOOH...
DIPOLO-DIPOLO
Ocorrem em moléculas polares, de modo que a
extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime
da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.
São mais fortes que as forças de dipolo instantâneo. Mistura de
forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas.
Características de grupos polares
FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON
É uma atração que ocorre entre moléculas
apolares, que quando se aproximam umas das outras,
causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que
então se deformam, induzindo a formação de dipolos.
É característica das cadeias carbônicas.
Ex.: H2; N2; O2; CO2; BF3; CH4; He; Ne; etc.
FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON
O núcleo de uma
molécula (ou átomo) atrai
os elétrons da molécula
adjacente (ou átomo).
Nesse instante, forma-se
um dipolo (denominado
dipolo instantâneo).
Força de dispersão de London: é significativa somente quando as
moléculas estão próximas.
FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON
•A ligação de London depende :
- do número de eletrons;
- do tamanho da molécula;
- da forma da molécula.
São encontradas em todas as substâncias.
A intensidade dessas forças aumenta com o aumento
da massa molecular e dependem das formas
moleculares.
• 9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I
À medida que o raio atómico aumenta (aumento do 
nº de eletrons) 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. 
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
Forças de natureza elétrica do tipo dipolo-dipolo,
porém bem mais intensas.
O corre quando a molécula é polar e possui H
ligado a elemento muito eletronegativo e de
pequeno raio (F, O, N), de modo que o hidrogênio
de uma molécula estabelece uma ligação com o
átomo muito eletronegativo de outra molécula.
FORÇA 
DE 
LONDON
DIPOLO-
DIPOLO
LIGAÇÃO DE
HIDROGÊNIO
INTENSIDADE CRESCENTE DAS FORÇAS 
INTERMOLECULARES
2 KJ.mol-1 2 KJ.mol-1 20 KJ.mol-1
Referências bibliográficas
1. BROWN, T. L; LE MAY Jr, H.E; BURSTEN, B. R; BURDGE, J. R.
Química a Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2005.
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: Questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
3. http://www.oocities.org/vienna/choir/9201/geometria_molecular.htm
4. http://player.slideplayer.com.br/11/3226988/#
5. CHANG, Raymond. Química Geral. ArtMed, 09/2010. VitalBook file.
http://www.oocities.org/vienna/choir/9201/geometria_molecular.htm
http://player.slideplayer.com.br/11/3226988/