Slide - Ligações Químicas

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Ligações Químicas
É	a	força	atrativa	que	mantém	
dois	ou	mais	átomos	unidos.
LIGAÇÃO IÔNICA:
refere-se às forças 
eletrostáticas que existem 
entre íons de cargas de 
sinais contrários.
LIGAÇÃO COVALENTE:
resulta do compartilhamento de 
elétrons entre dois átomos.
LIGAÇÃO METÁLICA: 
são encontradas em 
metais como Cu, Fe e Al. 
Cada átomo está ligado 
a vários átomos vizinhos.
v Os elétrons de valência em um átomo são
representados por pontos ao redor do
símbolo do elemento;
Símbolo de Lewis
ELÉTRONS DE VALÊNCIA.
Elétrons envolvidos em ligações químicas
v Cada lado pode acomodar 2 elétrons,
sendo todos o lados são equivalentes;
6 elétrons de valência
O	número	de	elétrons	de	valência	de	qualquer	elemento	é	o	
mesmo	do	número	do	grupo	do	elemento	da	tabela	periódica.	
A regra do octeto
ü Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6.
Cuidado: existem várias 
exceções à regra do octeto
Ø A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam com 8 elétrons de
valência (4 pares de elétrons).
Ligação Iônica
• Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) ® NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ
NaCl
Metal de baixa energia de ionização
Não-metal com alta afinidade por elétrons
Ø Ocorre a transferência de um elétron do átomo de Na para
um átomo de Cl.
Cada íon tem um 
octeto de elétrons.
Na+ tem	a	configuração	
eletrônica	do	Ne e	o	Cl−
tem	a	configuração	do	Ar.
Na (Z = 11): 1s22s22p63s1 ó Na+: 1s22s22p6 → 8 elétrons
Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5 ó Cl-: 1s22s22p63s23p6→ 8 elétrons
Ø Há um arranjo regular de Na+
e Cl− em 3D.
Ø O NaCl forma uma estrutura
muito regular na qual cada íon
Na+ é circundado por 6 íons Cl−.
Ø Similarmente, cada íon Cl− é
circundado por 6 íons Na+.
ü A reação é violentamente exotérmica.
ü Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que
o constituem. (???)
Ø Os íons são empacotados omais próximo possível.
Energias envolvidas na formação da ligação iônica
ü A formação de Na+(g) a partir de Na(g) é endotérmica.
ü Contrariamente a formação de Cl−(g) a partir de Cl(g) é
exotérmica.
A remoção de um elétron 
de Na(g) para formar 
Na+(g) requer 496 kJ/mol.
Adição de um elétron a 
Cl(g) libera 349 kJ/mol
Energia de formação dos íons: 496 – 349 = 147 kJ / mol ?
ü Esse valor (+147 kJ/mol) propõe que os átomos de sódio e
cloro estão infinitamente distantes um do outro.
Liberação de energia
fazendo com que os íons 
formem um arranjo ou rede.
ü Atração de íons de cargas opostas: estabilidade dos
compostos iônicos.
ü Energia de rede: a energia requerida para separar
completamente um mol de um composto sólido iônico em
íons gasosos.
NaCl(s) ® Na+ (g) + Cl-(g) DHrede = +788 kJ/mol
q A energia de rede depende das cargas nos íons e dos
tamanhos dos íons:
q κ é uma constante (8,99 x109 J∙m/C2), Q1 e Q2 são as cargas
nas partículas e d é a distância entre seus centros.
Ø As cargas nos íons aumentam;
Ø A distância entre os íons diminui.
A energia de rede aumenta à medida que:
ü Valores muito positivos El: íons fortemente atraídos
uns pelos outros nos sólidos.
v A energia liberada pela atração entre os íons de cargas
contrárias mais do que compensa a natureza
endotérmica das energias de ionização, tornando a
formação de compostos iônicos um processo
exotérmico.
As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon
estável:
ü Mg: [Ne]3s2
Configurações eletrônicas de íons dos elementos 
representativos
Mg+: [Ne]3s1 não estável
Mg2+: [Ne] estável
ü Cl: [Ne]3s23p5 Cl−: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
REGRAGERAL:
v Metais representativos dos grupos 1A, 2A e 3A formam
cátions com cargas 1+, 2+ e 3+, respectivamente.
v Não-Metais dos grupos 5A, 6A e 7A formam ânions com
cargas 3-, 2- e 1-, respectivamente.
Ø Formam cátions com carga 1+, 2+ e 3+.
Ag: [Kr] 4d10 5s1
Íons de metais de transição
v Compostos iônicos de não-metais do grupo 4A (C, Si e Ge)
são raros.
EXCESSÃO: Os	elementos	mais	pesados	do	
grupo	4A,	Sn	e	Pb,	considerados	metálicos,	
comumente	são	encontrados	com	carga	2+.
Ø Por exemplo:
Ø Metais do grupo 1B (Cu, Ag, Au) geralmente são
encontrados como íons 1+ (CuBr, AgCl).
Ao	formar	íon	de	carga	1+,	como	no	caso	
do	Ag+,	o(s)	elétron(s)	desocupam	o	
orbital	“s”,	deixando	o	orbital	“d”	
totalmente	preenchido.
v Os metais de transição quase sempre não 
formam íons com configurações de gás nobre.
G.	N.	Lewis: os	átomos	poderiam	adquirir	
uma	configuração	eletrônica	de	gás	nobre	
pelo	compartilhamento	de	pares	de	
elétrons	com	outros	átomos.	
Ligação Covalente
Ø Tendem a ser gases, líquidos ou sólidos com baixos
pontos de fusão;
Ø Maior parte das substâncias químicas;
Ø Modelo diferente para a ligação química entre os
átomos.
ü Cada par de elétrons compartilhado constitui uma
ligação química covalente.
Por exemplo: A ligação covalente na molécula de H2 (H-H) forma-se
devido à sobreposição espacial (ou seja coalescência) de dois orbitais
1s dos átomos de H.
• Atrações entre os núcleos e os elétrons fazem com que
a densidade eletrônica se concentre entre os núcleos.
• Os dois núcleos são atraídos eletrostaticamente pela
concentração de cargas negativas entre eles (“cola”).
Estruturas de Lewis
§ As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
§ Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons entre os
átomos é uma ligação e é representado por uma única
linha:
Ligações Múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja
compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
Ø Um par de elétrons compartilhado ó ligação simples
(H2);
Ø Dois pares de elétrons compartilhados ó ligação dupla
(O2);
Ø Três pares de elétrons compartilhados ó ligação tripla
(N2).
• A distância entre os átomos ligados diminui à medida
que o nº de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Polaridade da ligação e eletronegatividade
ü Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
ü O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação
covalente não significa compartilhamento igual daqueles
elétrons.
Ø O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares.
Ø Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons
estão localizadosmais próximos a um átomo do que a outro.
Eletronegatividade
ü Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair
elétrons para si em certamolécula .
ü Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala
de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
A eletronegatividade aumenta:
ü Da esquerda para a direita em um período e
ü Ao subirmos em um grupo.
v Relaciona-se com: Afinidade eletrônica e 
Energia de ionização.
Eletronegatividade e Polaridade de Ligação
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma
medida da polaridade de ligação:
Ø As diferenças de eletronegatividade próximas a 0
resultam em ligações covalentes apolares
(compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
Ø As diferenças de eletronegatividade próximas a 2
resultam em ligações covalentes polares
(compartilhamento de elétrons desigual);
Ø As diferenças de eletronegatividade próximas a 3
resultam em ligações iônicas (transferência de
elétrons).
Ø A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar
é representada por δ+ (delta mais) e o polo negativo
por δ-. (δ = cargas parciais)
Ø A diferença de eletronegatividade gera uma
concentração de “carga negativa” no átomo mais
eletronegativo deixando o átomo menos eletronegativo
“positivo” na molécula.
Considere HF:
Ø A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação
polar.
Ø Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
Ø Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da
molécula, chamamos o HF de um dipolo.
Momentos de dipolo
Ø O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do
dipolo:
Ø Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
onde Q é a grandeza das cargas.
Tipos de ligação e Nomenclatura
Ø O elemento menos eletronegativo recebe o nome em
seguida.
Ø O nome do elementomais eletronegativo termina em “–
eto” e, em geral, vem antes no nome, seguido do
prefixo ‘de’.
Ø Os compostos iônicos recebem seus nomes de acordo
com seus íons, inclusive a carga no cátion de sua
variável.
Ø Os compostos moleculares recebem seus nomes com
prefixos.
Iônica Molecular
MgH2 Hidreto	de	
magnésio
H2S Sulfeto		de	
diihidrogênio
FeF2 Fluoreto	de	ferro	(II) OF2 Difluoreto de	
oxigênio
Mn2O3 Óxido de	manganês
(III)
Cl2O3 Trióxido de	dicloro
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
Desenhando as Estruturas de Lewis
Para um ÂNION: 
ADICIONE 1 elétron 
p/ cada carga (-)
Para um CÁTION: 
RETIRE 1 elétron p/ 
cada carga (+)
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar
quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma
ligação simples.
Escritas na ordem 
em que os átomos 
estão ligados (HCN).
Átomo central com 
grupo de átomos ligados 
a ele é escrito 1º (CO32-
e SF4).
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central
(H tem 2 ē).
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo
central um octeto, tente ligações múltiplas.
Use	os	elétrons	não	
compartilhados	dos	
átomos	adjacentes
EXEMPLO 1:
Desenhe a estrutura de Lewis para o tricloreto de fósforo,
PCl3.
1º. Somar os elétrons de valência de todos os átomos.
2º. Mostrar quais átomos estão ligados entre si e unindo-os
com uma ligação simples.
3º. Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo
central (20ē).
P	(grupo	5A)	ó 5	ē
Cl	(grupo	7A)	ó 7	ē 26 elétrons
5 + (3 x 7)
Cl ― P — Cl
l
Cl
:Cl ― P — Cl:
l
:Cl:
:
: :
:
:
Total = 24 ē
PCl3
4º. Colocar os elétrons que sobrarem no átomo central.
5º. Cada átomo possui o octeto, NÃO há necessidade de
fazer ligações múltiplas.
:Cl ― P — Cl:
l
:Cl:
:
: :
:
:
:
Total = 26 ē
EXEMPLO 2: Desenhe a estrutura de Lewis para o ácido
cianídrico, HCN.
1º. Somar os elétrons de valência de todos os átomos.
Hó 1 ē
C (grupo 4A) ó 4 ē
N (grupo 5A) ó 5 ē
10 elétrons
1 + 4 + 5
2º. Mostrar quais átomos estão ligados entre si e unindo-os
com uma ligação simples.
3 hipóteses:
C—H—N Improvável (H é apenas 1ē )
H—N—C Provável
H—C—N Provável
Encontrado experimentalmente
3º e 4º. Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo
central, do átomo central.
H—C—N:: :
Completa o “N”, 
mas não o “C”
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo
central um octeto, tente ligações múltiplas.
H—C—N:
:
: H—C N::
——
‘C’ continua	
sem	completar	
o	octeto
Octeto	
completo	no
‘C’	e	no	‘N’.
H—CΞN:
EXEMPLO 3: Desenhe a estrutura de Lewis para o íon
bromato, BrO3-.
1º. Somar os elétrons de valência de todos os átomos.
Br (grupo 7A) ó 7 ē
O (grupo 6A) ó 6 ē
26 
elétrons
7 + (3x6) + 1(carga)
2º. Mostrar quais átomos estão ligados entre si e unindo-os
com uma ligação simples.
O―Br—O
l
O
3º e 4º. Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo
central, do átomo central.
Total = 26 ē
Total = 24 ē
:O―Br—O:
l
:O:
:
: :
:
:
: -
Para oxiânions (BrO3-, SO42-, NO3-, CO32-) os átomos de ‘O’
rodeiam o átomo central não metálico.
Carga formal
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis
obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos.
• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos
a carga formal.
• A carga formal é a carga que um átomo teria em uma
molécula se todos os átomos tivessem a mesma
eletronegatividade.
Todos	os	pares	de	elétrons	
ligantes	estivessem	igualmente	
compartilhados	entre	os	átomos
v A Carga Formal =
nº elétrons de valência 
– nº elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis
Para calcular a carga formal:
1. Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes)
são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
2. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo
em uma ligação.
Exemplo 1. Considere o íon Cianeto:
Ø Para o C:
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3
da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
• Carga formal (C)= 4 - 5 = -1.
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
Ø Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e
3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
• Carga formal (N)= 5 - 5 = 0.
Assim, as cargas formais na estrutura de Lewis do CN-:
Como a carga formal pode ajudar a distinguir entre 
as estruturas de Lewis ?
• É possível desenhar duas estruturas de Lewis para o
CO2:
Exemplo 2. Considere a molécula de CO2:
O C O:————
::
: :O—CΞO:
:
:
ē	de	valência 6 4 6
- ē	(atribuídos Lewis) 6 4 6
Carga	Formal 0 0 0
6 4 6
7 4 5
-1 0 +1
A estrutura mais estável tem:
• A carga formal mais negativa nos átomos mais
eletronegativos.
• A carga formal mais baixa em cada átomo;
ü Portanto, a estrutura O=C=O é a mais provável, pois
nela todos os átomos possuem carga formal zero.
OBS: AS CARGAS FORMAIS NÃO 
REPRESENTAM AS CARGAS REAIS 
NOS ÁTOMOS!!!
Estruturas de ressonância
§ Algumas moléculas não são bem representadas pelas
estruturas de Lewis.
§ Exemplo: Considere o ozônio, O3:
§ A estrutura de Lewis fornece uma ligação simples (mais
longa) e uma ligação dupla (mais curta).
ü Experimentalmente, o ozônio tem 2 ligações idênticas.
Ø Estruturas de ressonância são tentativas de
representar uma estrutura real, que é uma mistura entre
as várias possibilidades de colocação dos elétrons.
v No O3 a estrutura de ressonância tem duas ligações
idênticas de caráter intermediário:
Ø Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.
Ressonância no Benzeno (BZ)
ü O benzeno consiste de 6 átomos de C em um anel hexagonal.
Cada	átomo	de	C	está	
ligado	a	2 outros	átomos	
de	C	e	1	átomo	de	H.
ü Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos
de C.
ü A estrutura experimental do BZ mostra que todas as ligações
C-C têm omesmo comprimento.
ü As estruturas de ressonância para o BZ é escrita de tal forma
que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os
6 elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel:
ü Damesma forma, sua estruturamostra que o BZ é plano.
§ O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas
chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).
Exceções à Regra do Octeto
Existem três classes de exceções à regra do octeto p/ ligações
covalentes:
1. Moléculas com número ímpar de elétrons;
2. Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou
seja,moléculas deficientes em elétrons;
3. Moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto,
ou seja,moléculas com expansão de octeto.
1. Número Ímpar de Elétrons
v Moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de
elétronsó impossível emparelhamento dos ē.
Ø Por Exemplo, o NO têm 5(N) + 6(O) = 11 ē de valência,
fornecendo 2 estruturas de Lewis:
2. Deficiência em Elétrons
v As moléculas com menos de um octeto são típicas para
compostos dos Grupos 1A, 2A e 3A.
Ø O exemplomais típico é o trifluoreto de boro, BF3:
Ø Relativamente raro.
Seguindo os passos p/ desenhar a estrutura de Lewis:
:F(0)―B(-1)—(0)F:
ll
:F:(+1)
:
: :
:
:F―B—F:
l
:F:
:
: :
:
:
6 ē	envolta	do	B;
Cargas	formais	são	zero
Pode-se	completar	o	octeto	no	B	fazendo	ligações	múltiplas:
:F(+1)―B(-1)—(0)F:
l
:F:(0):
: :
:
― :F(0)―B(-1)—(+1)F:
l
:F:(0):
: :
:
―
:F(0)―B(-1)—(0)F:
ll
:F:(+1)
:
: :
: :F
(+1)―B(-1)—(0)F:
l
:F:(0):
: :
:
― :F(0)―B(-1)—(+1)F:
l
:F:(0):
: :
:
―
:F(0)―B(0)—(0)F:
l
:F:(0):
: :
:: + Importante
v As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação
dupla B—F são menos importantes que aquela na qual
existe deficiência de elétrons.
- Importante
ü A estrutura de Lewis somente com ligações simples é
geralmente representada unicamente.
Comportamento	químico	
é	mais	consistente	com	
essa	representação
3. Expansão do octeto
ü Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais
de um octeto (+ que 8 ē).
Ø Além do 3º período, os orbitais d são baixos o suficiente em
energia para participarem de ligações e receberem adensidade eletrônica extra.
Ø Esta é a maior classe de exceções.
Ø A expansão de níveis de valência aumentam com o
tamanho do átomo;
Ø Expansão dos níveis ocorrem normalmente quando o átomo
central está ligado a átomos menores e mais eletronegativos
(F, Cl, O).
ü Elementos do 2º período têm apenas orbitais 2s e 2p
disponíveis p/ ligações.
ü Elementos a partir do 3º período possuem orbitais ns,
np e nd vazios que podem fazer ligações.
Podem acomodar 
no máx 8ē.
Por exemplo: Na estrutura de Lewis do PCl5, o fósforo
sofre expansão no nível de valência:
10ē 3s 3p 3d
Configuração de quadrículas p/ o ‘P’:
15P = 1s22s22p63s23p33d
• Outros exemplos de moléculas com níveis de valência
‘expandido’ SF4, AsF6- e ICl4-.
v Algumas moléculas podem admitir expansões do octeto,
mesmo que possam ser escritas com um octeto.
Ø Por exemplo: Considere o íon fosfato, PO43-:
Expandido
Menores	C.F.
+	Plausível
Mec.	Quânt.:	
melhor	e	
única
Melhor representação é a série de estruturas de ressonância.
ü Se necessário escolheró escolha a que satisfaça o octeto
Forças das Ligações Covalentes
• A energia necessária para a quebra de 1 ligação covalente
em 1 mol de substância gasosa é chamado de energia de
dissociação, E.
• Reações químicas envolvem quebra de ligações nas
moléculas de reagentes e formação de novas ligações para
se obter os produtos
• Estabilidade de uma moléculaó relacionada com a força das
ligações covalentes.
• O ∆H°reação pode ser calculado comparando o custo
energético para quebrar as ligações com o saldo em criar
novas ligações.
Ø Homolítica – cada átomo fica com 1 dos elétrons da ligação.
• E é sempre positiva, pois para se romper um ligação é
sempre necessário fornecer energia.
• Em moléculas poliatômicas a E é uma fração do ∆Hreação.
Por exemplo na reação de atomização do metano:
Ø 4 ligações equivalentes no metano: calor de atomização
é igual à soma das energias de ligação das quatro
ligações C-H.
Ø Entalpia média da ligação C-H para o CH4:
E(C-H) = ¼ ∆H = (1660 / 4) = 415 kJ / mol
Por exemplo:
ü Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a
entalpia para uma reação química.
ü A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de
ligações rompidas menos a soma das entalpias das ligações
formadas:
Entalpias de Ligação e Entalpias de Reação
ü Admite-se que em qualquer reação química as ligações
precisam ser quebradas para que novas ligações sejam
formadas.
∆𝑯𝒓𝒆𝒂çã𝒐=!(∆𝑯 𝒍𝒊𝒈𝒂çõ𝒆𝒔	𝒓𝒐𝒎𝒑𝒊𝒅𝒂𝒔) −!(∆𝑯 𝒍𝒊𝒈𝒂çõ𝒆𝒔	𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒅𝒂𝒔 )
�
�
�
�
v Nessa reação 1 ligação C-H e 1 ligação Cl-Cl são quebradas
enquanto 1 ligação C-Cl e 1 ligação H-Cl são formadas.
ü Por exemplo: Considere a reação entre metano e cloro:
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) ∆Hr = ?
∆Hr = {[E(C-H) + E(Cl-Cl)] – [E(C-Cl) + E(H-Cl)]} = -104 kJ
Ø A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as
ligações formadas são mais estáveis do que as ligações
quebradas.
ü O resultado acima é consistente com a lei de Hess.
Entalpia de Ligação e Comprimento de Ligação
ü Quanto mais elétrons os átomos compartilharem, mais forte é
a ligação covalente.
ü Sabe-se que as ligações múltiplas são mais curtas do que as
ligações simples.
ü Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os
átomos são mantidos mais próximos e mais firmemente
unidos.
CΞC (120 pm) < C=C (134 pm) < C―C (154 pm)
(837 kJ) > (611 kJ) > (347 kJ)
CΞN (116 pm) < C=N (128 pm) < C―N (147 pm)
(891 kJ) > (615 kJ) > (305 kJ)