Aula 6 - Ligações Química

Prévia do material em texto

Aula 6:
Ligações Químicas
Professora Isadora Santos
isadora.santos@unesp.br
(18) 99715-4294
Tópicos da Aula
01
OCTETO
Introdução à 
ligações químicas e 
teoria do octeto.
02
LIGAÇÕES I
Ligações iônicas ou 
eletrovalentes.
03
LIGAÇÕES II
Ligações covalentes 
normais e dativas.
04
LIGAÇÕES III
Ligações metálicas e 
suas propriedades.
Revisão
METAIS
Maior parte dos 
elementos.
AMETAIS
H, C, N, O, F, P, S, 
Cl, Se, Br e I.
SEMI-METAIS
B, Si, Ge, As, Sb, Te 
e At.
ÍONS
Átomo que ganhou ou 
perdeu elétrons.
— Gilbert N. Lewis
“
”
Enquanto a ciência pode nunca 
estar totalmente certa, certamente 
nunca está totalmente errada; e 
parece estar melhorando de década 
em década.
Teoria
do Octeto
Por que os átomos fazem ligações uns com os outros?
Como essas ligações acontecem?
1
Teoria do Octeto
● Na natureza, a maioria dos elementos químicos se 
encontram ligados a outros, com exceção dos gases 
nobres.
● Os átomos de gases nobres possuem uma configuração 
eletrônica que lhes assegura estabilidade.
● Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última 
camada eletrônica, com exceção do hélio, que possui 2 
elétrons.
Teoria do Octeto
Com essas observações, Lewis e Kossel a criaram a Teoria 
ou Regra do Octeto.
● Configuração Eletrônica dos átomos de gases nobres:
K L M N O P Q
2He 2
10Ne 2 8
18Ar 2 8 8
36Kr 2 8 18 8
54Xe 2 8 18 18 8
86Rn 2 8 18 32 18 8
Teoria do Octeto
● Assim, os átomos se ligam a fim de adquirirem uma 
configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na 
última camada.
● As ligações entre átomos ocorrem por meio dos elétrons 
da última camada, podendo perder, ganhar ou 
compartilhar elétrons até atingirem a configuração 
estável.
Ligação 
Iônica
Quais átomos formam íons?
Como esses íons se ligam entre si?
2
Ligação Iônica
● Ligação iônica ou eletrovalente: é a ligação que se 
estabelece entre íons, unidos por fortes forças 
eletrostáticas.
● Ocorre com a transferência de elétrons do metal para o 
ametal, formando cátions (íons positivos) e ânions (íons 
negativos), respectivamente.
Ligação Iônica
● Exemplos:
1. Ligação entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, 
formando cloreto de sódio.
Cloreto de Sódio → Na+Cl-
Ligação Iônica
● Exemplos:
2. Ligação entre magnésio e cloro, formando cloreto de 
magnésio.
Cloreto de Magnésio → Mg+2Cl2-
Ligação Iônica
● Exemplos:
3. Ligação entre alumínio e oxigênio, formando óxido de 
alumínio.
Óxido de Alumínio → Ag2+3O3-2
Ligação Iônica
● Observações: 
1. Os compostos iônicos são eletricamente neutros, ou 
seja, a soma total das cargas é igual a zero.
2. As ligações ocorrem entre os elementos que tendem a 
perder elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na 
última camada (metais) e os elementos que tendem a 
ganhar elétrons e que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na 
última camada (ametais).
Ligação Iônica
● Notação ou Fórmula de Lewis
Esta fórmula representa os elementos através dos elétrons 
do último nível (elétrons de valência), indicando-os por 
pontos ou cruzes. Exemplo: C3H7Br
Ligação Iônica
● Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos
1. Em compostos iônicos, não existem partículas 
individualizadas.
2. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, 
formando o chamado de retículo cristalino.
3. O NaCl é a representação do cloreto de sódio e indica a 
proporção com que os íons participam do retículo 
cristalino (1:1).
Ligação Iônica
● Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos
1. Em compostos iônicos, não existem partículas 
individualizadas.
2. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, 
formando o chamado de retículo cristalino.
3. O NaCl é a representação do cloreto de sódio e indica a 
proporção com que os íons participam do retículo 
cristalino (1:1).
Ligação Iônica
Ligação Iônica
● Características dos Compostos Iônicos
1. Estado físico: em condições ambientes são sólidos, 
cristalinos, duros e quebradiços. Apresentam elevados 
pontos de fusão e ebulição.
2. Condução de eletricidade: como sólidos, não conduzem 
eletricidade, pois os íons se encontram presos ao 
retículo cristalino. São bons condutores, em estado 
líquido e em solução aquosa.
Ligações 
Covalentes
Existe outro tipo de ligação que não exija
a doação de elétrons?
3
Ligação Covalente
● A ligação covalente ocorre quando os átomos ligados 
possuem tendência de ganhar elétrons.
● Não há transferência de elétrons de um átomo para o 
outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.
A ligação covalente ocorre entre:
1. Hidrogênio e Hidrogênio
2. Hidrogênio e não-metal
3. Não-metal e não-metal
Ligação Covalente
● Ligação Covalente Normal
Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de 
elétrons. Os átomos participantes da ligação devem 
contribuir com um elétron cada, para a formação do par 
eletrônico.
Exemplo: H2
Hidrogênio = 1 elétron
Configuração estável = Hélio (2 elétrons na camada K)
Fórmula de Lewis Fórmula Estrutural Fórmula Molecular
Ligação Covalente
● Exemplos:
1. Cl2 (gás cloro)
Ligação Covalente
● Exemplos:
2. HCl (ácido clorídrico)
Ligação Covalente
● Exemplos:
3. H2O (monóxido de di-hidrogênio)
Ligação Covalente
● Quando encontramos um único par de elétrons 
compartilhado entre dois elementos, a ligação é 
denominada simples.
● Quando existe dois pares de elétrons compartilhados 
entre dois elementos, a ligação é denominada de dupla.
● Quando há três pares de elétrons compartilhados entre 
dois elementos, a ligação é denominada tripla.
Ligação Covalente
● Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
1. Na ligação covalente normal, o par de elétrons 
compartilhado é proveniente um de cada átomo.
2. No caso da ligação dativa ou coordenada, a formação de 
pares eletrônicos é proveniente apenas de um átomo.
3. Observação: o convencional é que a ligação dativa seja 
representada por uma seta orientada do átomo que 
“cede” o par de elétrons para o átomo que “recebe”. 
Ligação Covalente
● Exemplo:
1. SO2 (dióxido de enxofre)
Ligação Covalente
● Anomalias do Octeto
1. BeF2
2. BF3
● Anomalias do Octeto
3. PCl5
4. SF4
Ligações
Metálicas
Os metais de transição são uma exceção na distribuição 
eletrônica, então como eles fazem ligações químicas?
4
Ligação Metálica
● Ligação metálica é a força que mantém unidos os átomos 
e cátions dos metais: teoria do “mar de elétrons” ou teoria 
da “nuvem eletrônica”.
● A principal característica dos metais é a 
eletropositividade e o metal é um aglomerado de átomos 
neutros e cátions, imersos num “mar de elétrons livres”.
Ligação Metálica
Ligação Metálica
● Propriedades dos metais:
1. Brilho metálico: o brilho será tanto mais intenso quanto 
mais polida por a superfície metálica, assim os metais 
refletem muito bem a luz.
2. Densidade elevada: os metais são geralmente muito 
densos, resultado das estruturas compactas devido a 
grande intensidade da força de união entre átomos e 
cátions.
Ligação Metálica
3. Pontos de fusão e de ebulição: apresentam elevadas 
temperaturas de fusão e ebulição, porque a ligação 
metálica é muito forte.
4. Condutividade térmica: os metais são bons condutores 
de calor e eletricidade pelo fato de possuírem elétrons 
livres.
5. Resistência a tração: os metais resistem às forças de 
alongamentos de suas superfícies.
Ligação Metálica
6. Maleabilidade: a propriedade que permite a obtenção de 
lâminas de metais.
7. Ductibilidade: propriedade que permite a obtenção de 
fios de metais.
Ligação Metálica
● Estrutura dos Metais
O agrupamento dos metais dá origem ao reticulado 
cristalino. Existem três tipos de reticulados cristalinos mais 
comuns dentre os metais, são:
Cai no Vestibular
(Unimep-SP) Átomos do elemento A (Z = 12) combinaram-se com
átomos do elemento B (Z = 15). A fórmula do composto formado é:
a) AB
b) A2B3
c) A3B2
d) AB2
e) A3B
Cai no Vestibular
(Mackenzie-SP) A combinação entre átomos dos elementos potássio
(metal alcalino) e fósforo (família do nitrogênio) resulta na
substância de fórmula:
a)K3P2
b) KP3
c) K3P
d) KP
e) K2P
Cai no Vestibular
(UFJF-MG) Num composto iônico XY3, sendo X o cátion e Y o ânion, no
estado normal, os átomos X e Y devem possuir, respectivamente,
na última camada:
a) 3 e 6 elétrons.
b) 5 e 7 elétrons.
c) 2 e 5 elétrons.
d) 3 e 7 elétrons.
e) 1 e 3 elétrons.
Gabarito
1. Alternativa C
2. Alternativa C
3. Alternativa D
Obrigada pela 
atenção!
Alguma dúvida?
Entre e poste no Classroom da sua turma!
isadora.santos@unesp.br
(18) 99715-4294