ligacoesquimicas2016 (1)

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15/04/16 
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Ligações químicas 
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Porque os átomos formam ligações? 
Gilbert Newton Lewis 1875 - 1946 
1º. Modelo de Ligação Química 
Teoria do octeto: 
Os átomos tendem a ganhar, perder ou 
compartilhar seus elétrons até que eles 
estejam circundados por oito elétrons de 
valência. 
3 
1A 1 ns1 
2A 2 ns2 
3A 3 ns2np1 
4A 4 ns2np2 
5A 5 ns2np3 
6A 6 ns2np4 
7A 7 ns2np5 
Grupo e- valência configuração e- 
Elétrons de valência são os elétrons das camadas externas 
de um átomo. Os elétrons de valência são aqueles que 
participam das ligações químicas. 
4 
Símbolos de Lewis para elementos representativos e gases nobres 
Consiste no símbolo do elemento rodeado por pontos que representam os 
elétrons de valência do átomo. Para cada elétron de valência um ponto. 
5 
Li + F Li+ F 
- 
Ligação Iônica 
1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6 
[He] [Ne] 
Li Li+ + e- 
e- + F F - 
F - Li+ + Li+ F - 
LiF 
Resulta da transferência de elétrons de um metal para um não metal. 
É a força eletrostática que mantém unidos os íons em um composto iônico. 
6 
Exercício: 
 Use os símbolos de Lewis para mostrar a formação do 
óxido de alumínio (Al2O3). 
 
 
O mineral corindo 
(Al2O3). 
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Os metais (em verde) mais reativos e os não-metais 
(em azul) mais reativos combinam-se para formar os 
compostos iônicos. 
 8 
Al2O3 
2 x +3 = +6 3 x -2 = -6 
Al3+ O2- 
CaBr2 
1 x +2 = +2 2 x -1 = -2 
Ca2+ Br- 
A soma das cargas sobre o cátion(s) e ânion(s) em cada 
composto deve ser igual a zero. 
Exercício: 
Use os símbolos de Lewis 
para mostrar a formação do 
nitreto de magnésio e escreva 
a sua fórmula que contém os 
íons Mg2+ e N3−. 
Quando magnésio queima no ar, 
forma-se o óxido de magnésio e o 
nitreto de magnésio 
10 
O composto iônico NaCl 
A Energia de Rede 
aumenta com o aumento 
de Q e/ou com a 
diminuição de r. 
Composto Energia de Rede (kJ/mol) 
MgF2 
MgO 
LiF 
LiCl 
2957 
3938 
1036 
853 
Q: +2,-1 
Q: +2,-2 
r F- < r Cl- 
Energia de rede de compostos iônicos 
E = k Q+Q- r 
Q+ é a carga do cátion 
Q- é a carga do ânion 
r é a distância entre os íons 
k é uma constante (8,99 x 109 Jm/c2) 
Energia de Rede (U) é a energia necessária para separar 
completamente um mol de um composto iônico sólido em íons 
gasosos. 
Lei de Coulomb 
E é a energia potencial 
12 
Ciclo de Born-Haber: determinação da Energia de Rede 
ΔHglobal = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5 
o o o o o o 
- 594,1 = 155,2 + 75,3 + 520 + (-328) + (-1017) 
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 Propriedades físicas das substâncias iônicas. 
 
São propriedades observadas nos compostos iônicos: 
 
- Altos pontos de fusão e ebulição. 
- Condutividade elétrica quando fundidos ou dissolvidos em água. 
- Solubilidade em água (a maioria ). 
- Apresentam aspecto cristalino. 
- São sólidos e possuem brilho (a maioria ). 
- São quebradiços. 
15 
Ligação covalente 
 
A ligação covalente é uma ligação química, em que dois ou 
mais elétrons são compartilhados por dois átomos. 
Por que dois átomos compartilham elétrons? 
+	H .	 H .	.	H H .	
Ligação Covalente Formação do HFormação do H22çç 22Formação do H2 
17 
Ligação covalente 
 
A ligação covalente entre átomos polieletrônicos envolve 
apenas elétrons de valência. 
F F + 
7e- 7e- 
F F 
8e- 8e- 
F F 
F F 
Estrutura de Lewis do F2 
pares 
isolados 
pares 
isolados 
pares 
isolados 
pares 
isolados 
ligação covalente simples 
ligação covalente 
simples 18 
H H O + + O H H O H H ou 
Estrutura de Lewis da água 
Ligação dupla– dois átomos compartilham dois pares de elétrons 
ligações covalentes simples 
ou O C O 
ligações duplas 
Ligação tripla– dois átomos compartilham três pares de elétrons 
N N N N 
ligação tripla 
ou 
O C O 
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Comprimento das Ligações Covalentes 
Comprimento das ligações 
ligação tripla < ligação dupla < ligação simples 20 
Polaridade da ligação 
•  O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação 
covalente não significa compartilhamento igual daqueles 
elétrons. 
•  Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons 
estão localizados mais próximos a um átomo do que a 
outro. 
•  O compartilhamento desigual de elétrons resulta em 
ligações polares. 
21 
F H 
rico 
em e- 
pobre 
em e- 
δ+ δ- 
Ligação covalente polar é uma ligação covalente com maior 
densidade de elétrons em torno de um dos dois átomos 
Polaridade da ligação 
H F 
região rica em 
elétron região pobre em elétron 
•  A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é 
representada por δ+ e o polo negativo por δ-. 
Polaridade da ligação e Eletronegatividade 
Pauling 
estabeleceu as 
eletronegatividades 
em uma escala de 
0,7 a 4,0 (existem 
outras: Mulliken, 
Alfred-Rochow). 
O caráter da ligação é determinado pela diferença de 
eletronegatividade 
Eletronegatividade é a capacidade de um átomo atrair para 
si os elétrons em uma ligação 
química. 
23 
Afinidade eletrônica - mensurável, Cl é maior 
Eletronegatividade - relativa, F é maior 
X (g) + e- X-(g) 
Eletronegatividade 
24 
Eletronegatividade: propriedade periódica 
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25 
Variação da eletronegatividade com número atômico Classificação das ligações por diferença de eletronegatividade 
Aumento da diferença 
de eletronegatividade 
caráter 
covalente 
caráter 
iônico 
compartilhamento 
de e- 
transferência 
 de e- 
F2 HF LiF 
F .. : 
.. 
: F .. : 
.. 
H F 
δ+ δ- 
.. : 
.. 
: F .. : 
.. 
: Li+ - 
Ligação apolar Ligação polar Ligação iônica 
27 
•  Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. 
caráter covalente 
caráter 
iônico 
28 
1. Selecionar o átomo central (elemento menos eletronegativo). 
Desenhar a estrutura do esqueleto do composto mostrando que 
os átomos estão ligados um ao outro. 
2. Contar o número total dos e- de valência (EV). Adicionar 1 
para cada carga negativa. Subtrair 1 para cada carga positiva. 
4. Completar um octeto para todos os átomos, com exceção do 
hidrogênio. 
Escrevendo as estruturas de Lewis 
3. Calcular o número de elétrons não ligantes (ENL) 
№ de ENL = № de EV - № de EL 
5. Colocar os elétrons que sobrarem no átomo central. 
6. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo 
central um octeto, tentar ligações múltiplas. 
29 
Exercícios 
1. Faça a estrutura de Lewis trifluoreto de nitrogênio (NF3) em 
que todos os três átomos de F estão ligados ao átomo de N. 
2. Faça a estrutura de Lewis para o ácido nítrico (HNO3 ), em 
que os três átomos de O são ligados ao átomo central N e o 
átomo de H ionizável está ligado a um dos átomos de O. 
 
3. Faça a estrutura de Lewis para o íon carbonato (CO32-). 
 
30 
Exercícios 
1. Faça a estrutura de Lewis SiO2, SiH4, NBr3 e AsO43- 
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6 
31 
Duas possíveis estruturas para o formaldeído (CH2O): 
H C O H 
H 
C O 
H 
Carga formal de 
um átomo 
numa estrutura 
de Lewis 
= 
1 
2 
Número de 
elétrons de 
ligação 
Número total de 
elétrons de 
valência do 
átomo livre 
- 
Número total 
de elétrons 
livres 
+ 
A soma das cargas formais dos átomos na molécula ou íon deve ser 
igual a carga da molécula ou íon. 
Carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula 
se todos os outros átomos tivessem a mesma 
eletronegatividade. 
Carga formal 
32 
H C O H 
Cf no C = 4 - (2 + ½ x 6) = -1 
Cf no O = 6 - (2 + ½ x 6) = +1 
-1 +1 
Cf =EV − ENL+ 1
2
EL
"
#
$
%
&
'
C – 4 e- 
O – 6 e- 
2H – 2x1 e- 
12 e- 
2 ligações simples (2x2) = 4 
1 ligação dupla = 4 
2 par e- (2x2) = 4 
Total = 12 
Calculando a Carga Formal (Cf) do formaldeído, CH2O 
33 
C – 4 e- 
O – 6 e- 
2H – 2x1 e- 
12 e- 
2 ligações simples (2x2) = 4 
1 ligação dupla = 4 
2 par e- (2x2) = 4 
Total = 12 
H 
C O 
H 
Carga formal 
no C = 4 - (0 + ½ x 8) = 0 
Carga formal 
no O = 6 - (4 + ½ x 4) = 0 
0 0 
Cf =EV − ENL+ 1
2
EL
"
#
$
%
&
'
34 
3. Entre as estruturasde Lewis com distribuições semelhantes 
de cargas formais, a estrutura mais plausível é aquela que as 
cargas formais negativas são colocadas nos átomos mais 
eletronegativos . 
1. Para moléculas neutras, uma estrutura de Lewis em que não 
existem cargas formais é preferível a uma em que cargas 
formais estão presentes. 
2. Estruturas de Lewis com grandes cargas formais são 
menos plausíveis do que aquelas com cargas formais 
pequenas. 
Cargas formais e estruturas de Lewis 
35 
Calcule as cargas formais para cada átomo do íon 
carbonato (CO32-) 
EXERCÍCIO 
36 
Octeto incompleto 
H H Be 
Be – 2e- 
2H – 2x1e- 
4e- 
BeH2 
BF3 
B – 3e- 
3F – 3x7e- 
24e- 
F B F 
F 
3 lig. simples (3x2) = 6 
9 pares de isolados (9x2) = 18 
Total = 24 
Exceções à regra do octeto 
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7 
37 
Moléculas com número ímpar de elétrons 
N – 5e- 
O – 6e- 
11e- 
NO N O 
Expansão do octeto 
SF6 
S – 6e- 
6F – 42e- 
48e- 
S 
F 
F 
F 
F 
F 
F 
6 lig simples (6x2) = 12 
18 pares isolados (18x2) = 36 
Total = 48 
Exceções à regra do octeto 
(átomo central com número quântico principal n > 2) 
38 
EXERCÍCIO: 
 
Desenhe a estrutura de Lewis do triiodeto de alumínio, AlI3 
 
Desenhe a estrutura de Lewis para o pentafluoreto de 
fósforo (PF5), em que todos os cinco átomos de F estão 
ligados ao átomo de P central. 
Estruturas de ressonância 
Sugere incorretamente que uma ligação O-O é diferente da outra 
Estrutura de 
Lewis para o 
Ozônio (O3) 
O
O
O O
O
O
1,21Å 
1,48Å 
Na realidade as 
ligações O-O têm 
comprimentos idênticos 
Quando uma única molécula não pode ser representado com 
precisão apenas por uma estrutura de Lewis . 
Estruturas de ressonância 
O
S
O
O
O
S
O
O
O
S
O
O
Trióxido de 
enxofre (SO3) 
Benzeno 
.	.	
.	.	
.	.	 .	
.	.	
.	 .	.	
.	.	
.	.	 .	.	.	 .	
.	.	.	.	 .	
.	
.	.	.	.	 .	.	.	.	 .	.	.	.	
.	.	 .	.	
41 
Desenhe três estruturas de ressonância para a molécula de 
óxido nitroso, N2O (o arranjo atômico é NNO ) . 
Exercício: 
42 
A entalpia de ligação é a variação de entalpia necessária para 
quebrar uma dada ligação em 1 mol de moléculas no estado 
gasoso. 
H2 (g) H (g) + H (g) ΔH0 = 436,4 kJ 
Cl2 (g) Cl (g) + Cl (g) ΔH0 = 242,7 kJ 
HCl (g) H (g) + Cl (g) ΔH0 = 431,9 kJ 
O2 (g) O (g) + O (g) ΔH0 = 498,7 kJ O O 
N2 (g) N (g) + N (g) ΔH0 = 941,4 kJ N N 
Entalpia de ligação 
Entalpia de ligação 
Liação simples < ligação dupla < ligação tripla 
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8 
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A medição das forças de ligações covalentes em moléculas 
poliatômicas é mais complicada 
H2O (g) H (g) + OH (g) ΔH0 = 502 kJ 
OH (g) H (g) + O (g) ΔH0 = 427 kJ 
A energia necessária para quebrar a primeira ligação O-H na 
H2O é diferente da energia necessária para quebrar a segunda 
ligação O-H. 
A entalpia de uma dada ligação em duas moléculas diferentes 
não são iguais pois seus ambientes químicos são diferentes. 
Assim para moléculas poliatômicas falamos de energia média 
de ligação de uma dada ligação. 
 44 
45 
Propriedade NaCl CCl4 
Aparência Sólido branco Líquido incolor 
Ponto de fusão (oC) 801 -23 
Calor molar de fusão (kJ/mol)* 3,2 2,5 
Ponto de ebulição (oC) 1413 76,5 
Calor molar de vaporização (kJ/mol)* 600 30 
Densidade (g/cm3) 2,17 1,59 
Solubilidade em água Alta Muito baixa 
Condutividade elétrica: 
- Estado sólido pobre pobre 
- Estado líquido/solução bom pobre 
* Calor molar de fusão e calor molar de vaporização são quantidades de calor necessárias para fundir 1 mol, de um 
sólido e evaporar 1 mol de líquido, respectivamente. 
Comparando algumas propriedades físicas de um composto 
iônico e um composto covalente 
46 
É a força atrativa que mantém os metais puros unidos. 
 
Os metais de um modo geral são pouco eletronegativos, não 
exercendo, portanto, uma atração muito forte sobre os 
elétrons da última camada. 
 
Teorias de ligação dos metais: 
 
•  Teoria dos elétrons livres; 
•  Teoria dos orbitais moleculares ou das bandas 
Ligação	Metálica	
Teoria de ligação dos metais 
Teoria dos elétrons livres 
Elétron (-) 
Íon metálico (+) 
É um modelo teórico que que tenta explicar as propriedades 
dos metais. Esse modelo prevê elétrons (semi) livres 
circulando em torno dos cátions, formando retículos cristalinos 
perfeitamente definidos. 
Teoria dos orbitais moleculares ou das bandas 
Teoria de ligação dos metais 
Li Li Li2 
1s 1s 
2s 2s 
1s σ 
2s σ 
2s σ* 
1s σ* 
2s1 2p 1s2 
Li (Z = 3): 
orbitais 
atômicos 
vazios 
Os OAs vazios podem ser usados para formar 
ligações adicionais de duas formas diferentes: 
•  Podem receber pares de elétrons isolados 
formando ligações coordenadas 
•  Pode ocorrer formação de clusters 
(aglomerados) 
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9 
Li2
Li3
antiligante
antiligante
ligante
ligante
não ligante
Átomo
1
Átomo
2
Átomo
1
Átomo
2
Átomo
3
2s 2s
2s 2s 2s
Li4
Lin (metal)
muitos átomos
Átomo
1
Átomo
2
Átomo
3
Átomo
4
Átomo
1
Átomo
n
2s 2s 2s 2s
2s 2s Muitos OMs formando 
uma banda. 
(banda semipreenchida) 
Os elétrons de valência 
ocupam os OMs ligantes. 
Há combinação de três OAs 2s 
para formar três OMs σ. 
A diferença entre os níveis 
energéticos dos vários orbitais 
diminui á medida que aumenta 
o número de elétrons. 
50 
Propriedades físicas das substâncias metálicas. 
 
- São bons condutores de calor e eletricidade. 
- A maioria são sólidos. 
-  A maioria dos metais possuem pontos de fusão e 
pontos de ebulição elevados. 
- São insolúveis em água (alguns metais mais reativos do 
grupo 1 e 2 da tabela, reagem com a água) e em 
solventes orgânicos. 
- São maleáveis e dúcteis. 
- Possuem brilho.