Ligações químicas II

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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 PARTE 1I 
 
Química Geral 
Profa. Suse Botelho da Silva 
Ligação covalente 
Ligação covalente 
 Ligação entre átomos com alta 
eletronegatividade. 
 
 Elementos envolvidos apresentam alta atração por 
elétrons, deste modo os elétrons ficam atraídos 
simultaneamente (compartilhados) pelos 
núcleos dos átomos ligantes. 
 
 Ligação tipicamente observada entre 
átomos do grupo dos ametais. 
 
 Exemplo: CH4 , O2 , HCl 
Eletronegatividade 
A energia potencial de dois átomos 
de hidrogênio a várias distâncias. 
Fonte: Russel (1994) 
Entendo o gráfico... 
 A força atrativa que segura dois átomos de hidrogênio juntos 
formando uma molécula de H2 é devida, em parte, à atração entre 
cada núcleo e o elétron do outro átomo. 
 À medida que os dois átomos se aproximam, o elétron de cada átomo 
toma-se cada vez mais atraído pelo núcleo do outro. A força de 
repulsão que predomina em distâncias internucleares inferiores a 
0,074 nm é o resultado de uma repulsão elétrica entre os dois núcleos 
carregados positivamente e entre os dois elétrons. 
 Em distâncias internucleares inferiores a 0,074 nm, a força repulsiva 
predomina e conseqüentemente os átomos se repelem. 
 A distância 0,074 nm é denominada distância de ligação ou 
comprimento de ligação, e é a distância onde as forças atrativas e 
repulsivas se igualam). 
 Na distância de ligação, os dois elétrons são igualmente 
compartilhados entre os dois átomos de hidrogênio, ou seja, 
ambos os núcleos atraem igualmente ambos os elétrons. Esta atração é 
que constitui a ligação covalente. 
Representação das nuvens de carga eletrônica 
numa ligação covalente 
Os átomos estão bem 
separados, não há 
distorção da nuvem 
eletrônica. 
Os átomos se aproximam e as nuvens 
eletrônicas são atraídas por ambos os núcleos, 
começa ocorrer a distorção das nuvens. 
Os átomos estão próximos o suficiente para formar a 
ligação, aumenta a densidade eletrônica entre os núcleos e 
as nuvens eletrônicas não são mais esféricas. 
REGRA DO OCTETO 
Oito elétrons na camada de valência 
Na ligação covalente, os átomos tendem a 
completar seus octetos pelo compartilhamento de 
elétrons. 
 
Exemplo: 
Tipos de ligações covalentes 
 Ligação covalente simples –apenas um par de elétrons é 
 Ligação covalente dupla - dois pares de elétrons compartilhados 
 Ligação covalente tripla –três pares de elétrons compartilhados. 
Orientações para a montagem da 
Estrutura da Molécula 
 Determinar o número de elétrons que cada elemento 
apresenta na camada de valência. 
 
 Representar cada elemento utilizando a estrutura de Lewis; 
 
 Identificar o átomo central (aquele que terá ao seu redor os 
demais átomos. 
◦ Via de regra, o átomo central é aquele que apresenta atomicidade, 
é menos eletronegativo, tem tamanho maior para acomodar os 
elétrons de outros átomos ou que pode formar várias ligações. 
 
 Estabelecer as ligações covalentes entre o átomo central e os demais 
átomos, respeitando a regra do octeto. 
Orientações para a montagem da Estrutura da Molécula 
Exemplo: OF2 (Fluoreto de Oxigênio) 
 Número de elétrons que cada elemento na camada de 
valência. 
 
 
 Representação de cada elemento pelas estruturas de Lewis; 
 
 
 Identificar o átomo central (menos eletronegativo), neste 
caso é o O (oxigênio) 
 
 
 
 Ligações covalentes entre o átomo central e os demais 
átomos (regra do octeto.) 
Polaridade da ligações covalentes 
• Ligações apolares – formada por dois átomos iguais e que, 
portanto, apresentam a mesma eletronegatividade. 
 
- O par de elétrons é igualmente atraído pelos dois núcleos 
dos átomos ligantes. 
Exemplos: N2 , O2 , H2 
 
• Ligações polares – formada por átomos de elementos 
químicos diferentes e, portanto, apresentam diferentes 
eletronegatividades. 
 
 O par de elétrons estará mais próximo do átomo mais 
eletronegativo e, consequentemente, a molécula apresentará um 
dipolo positivo e um dipolo negativo. 
Exemplos: HCl, NH3 , H2O. 
 Observação: quanto maior for a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos ligantes, mais 
distorcida estará a nuvem eletrônica 
Polaridade das ligações covalentes 
Polaridade da Molécula 
 IMPORTANTE: O fato de uma ligação química covalente ser polar 
não significa que, necessariamente, a molécula seja polar. 
 Dependendo do arranjo espacial da molécula, pode ocorrer uma 
compensação de cargas e a molécula tornar-se apolar. 
 
 •Moléculas diatômicas – 
◦ constituídas um único elemento químico, serão apolares; 
◦ constituídas elementos químicos distintos serão polares. 
Polaridade da Molécula 
 
 Moléculas lineares – 
◦ simétricas em relação ao átomo central serão apolares; 
◦ assimétricas, serão polares. 
Polaridade da Molécula 
 
 Moléculas angulares – 
em geral são moléculas polares, pois os vetores de momento 
dipolar não se anulam. 
Polaridade da Molécula 
 
 Moléculas com geometria trigonal plana– 
◦ simétricas em relação ao átomo central, serão apolares; 
◦ do contrário, serão polares. 
Polaridade da Molécula 
 
 Moléculas com geometria pirâmide trigonal e 
tetraédrica 
◦ – se forem simétricas em relação ao átomo central, serão apolares; 
caso contrário, serão polares. 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 Os compostos moleculares (covalentes) quando estão no estado 
sólido ou líquido têm suas moléculas unidas por meio de 
interações intermoleculares. Quanto mais fortes forem tais 
interações, mais difícil será separar essas moléculas (PF e PE mais 
elevados). 
 Durante as mudanças de estado da matéria ocorre 
somente um afastamento ou uma aproximação das 
moléculas, ou seja, forças moleculares são rompidas ou 
formadas. 
 
 Forças intermoleculares têm origem eletrônica: surgem de 
uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e 
núcleos atômicos. 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
 São fracas, se comparadas às 
ligações covalentes ou iônicas. 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
Íon-dipolo – íons são dissolvidos em solvente polares 
(água, amônia líquida, álcool). 
 
 
 
 
 
 
Ex. NaCℓ em água. 
Neste caso, a parte ligeiramente mais negativa da molécula 
de água (O) é atraída pelo cátion (Na+), enquanto a parte 
ligeiramente mais positiva da molécula (H) é atraída pelos 
ânions (Cℓ-). 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
Dipolo-dipolo - entre moléculas polares que não 
possuem hidrogênio ligado aos elementos mais 
eletronegativos (F, O, N). 
Interação entre o dipolo negativo de uma molécula 
com o dipolo positivo da outra. Essa interação é 
mais forte, quanto mais polar for a ligação na molécula. 
 
 
 
 
 
Ex. Exemplos: Entre HCℓ, HBr, HI. 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
London - entre moléculas apolares. Essa interação é 
muito fraca e, por isso, moléculas apolares de baixa 
massa molar são gasosas na temperatura ambiente. 
Torna-se mais expressiva quanto mais volumosa for a 
molécula. 
 
 
Exemplos: Entre moléculas de I 2 , O 2 , N 2 , Br 2 . 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
Ligação de Hidrogênio - ocorre quando a molécula apresenta ligação 
entre o hidrogênio e elementos muito eletronegativos, tais como 
N, F, O. 
 Trata-se de uma das interações mais fortes entre moléculas. 
O átomo de hidrogênio de uma molécula (dipolo positivo) interage 
com o átomo de F, N ou O (dipolo negativo) da outra molécula. 
 
 
 
 
 
As ligações de hidrogênio são responsáveis pela estrutura de 
moléculas proteicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 Ligação de Hidrogênio 
Por exemplo, um átomo de hidrogênio (receptor de 
elétrons) pode atuar como uma “ponte” entre dois átomosde oxigênio (doador de elétrons), ligando-se a um deles por 
ligação covalente e ao outro por forças eletrostáticas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Metálica 
Ligação Metálica 
 Para entender a natureza da ligação metálica - exemplo um cristal de 
lítio metálico. 
 
 3 Li: 1s2 2s1 2p0 
 1 elétron de valência 
 3 orbitais “p” vazios na camada de valência 
 
* Baixa afinidade pelos elétrons 
Os elétrons de vários átomos de lítio 
do cristal possam se mover, passando 
de orbital em orbital. 
O modelo da ligação metálica admite 
que os átomos que constituem o 
metal estão na forma de cátions 
imersos em um mar de 
elétrons livres. 
Ligação Metálica EXPLICA: 
• Maleabilidade e ductibilidade – quando um pedaço de 
metal sofre uma tensão, ele se deforma porque o mar de 
elétrons livres se rearranja em torno dos cátions, impedindo o 
rompimento do cristal. 
 A adição de traços de carbono, de fósforo ou de enxofre 
nessa estrutura transforma um metal relativamente mole e 
maleável em um sólido duro e quebradiço (por exemplo, o 
aço); 
 
• Condutividade térmica e elétrica – a existência de 
elétrons livres permite que, quando submetidos a uma 
diferença de potencial, forme-se corrente elétrica. 
Da mesma forma, quando aquecemos um pedaço de metal, seus 
elétrons que estão mais próximos da fonte de calor aumentam 
sua energia cinética e, como estão livres, conseguem transmitir 
essa energia para todo o retículo cristalino rapidamente.