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1 Química Geral - 1 semestre-19

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 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 
 
 
O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em 
condições ambientes (25°C, 1 atm). 
Há várias maneiras de representar o sólido iônico que constitui o cloreto de sódio. 
Não existem moléculas nos sólidos iônicos. O que eles apresentam é um conjunto de íons bem organizados, 
em proporção definida, denominado retículo cristalino. 
Vejamos agora a ligação entre o cálcio e o flúor: 
 
 Como o átomo de cálcio cedeu dois elétrons e o átomo de flúor precisa receber apenas um elétron para 
tornar-se estável, serão necessários dois átomos de flúor para comportar os dois elétrons cedidos. 
 
Como uma fórmula iônica é formada por cátions e ânions, sua montagem deve obedecer a duas regras 
básicas: O cátion sempre aparecerá à esquerda e o ânion à direita. 
 
A fórmula deverá ser eletricamente neutra, ou seja, o número total de cargas positivas deverá ser igual ao 
número total de cargas negativas. 
 
número total de cargas + = número total de cargas – 
 
A maioria dos compostos iônicos é solúvel em água Como as atrações iônicas são muito intensas, todos os 
compostos iônicos são sólidos com alto ponto de fusão (PF). 
 
A Tabela Periódica é um instrumento muito útil para a previsão geral de ligações químicas. Observando a 
posição de dois átomos na Tabela Periódica, por exemplo, podemos ter boas indicações sobre a tendência de 
ganhar ou perder elétrons que eles possuem. Isso permite interessantes previsões sobre o tipo de ligação e a 
fórmula formada pelos átomos que estamos analisando. 
Baseando-nos no fato de que os metais tendem a perder elétrons, enquanto os ametais mostram clara tendência 
de receber elétrons, prevemos que a ligação iônica deve ocorrer, por exemplo, entre um metal e um não-metal. 
 
 Essa previsão se dá principalmente entre os átomos dos elementos químicos representativos (das famílias A). 
 
 
 
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Como a Tabela Periódica nos permite saber qual a carga da maioria dos íons monoatômicos dos elementos 
representativos, é possível prever com facilidade a fórmula de vários compostos iônicos. 
Veja como se dá esse processo com algumas famílias: 
 
 
 
 
 
Hidrogênio 
 
Apesar de estar na família 1A. já vimos que o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder 
o seu único elétron. 
1H 1s1 
Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando assim com configuração eletrônica igual à 
do gás nobre hélio. 
H + e-  H- (ânion) 
Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H+ não é estável no estado isolado. 
 
1.2. Energia da Rede 
Embora a formação de um par iônico seja útil para ilustrar as tendências periódicas, é mais realístico pensar 
nos compostos iônicos da maneira como eles existem em condições normais. Os compostos iônicos são sólidos e 
suas estruturas contêm íons positivos e negativos distribuídos em uma rede tridimensional. Não existem pares 
iônicos nestas estruturas. 
 
Para compostos iônicos, a energia da rede é a medida da energia de ligação quando o composto está na 
forma cristalina. A energia da rede, E
rede
, é definida como a energia de formação de um moI de um composto 
iônico sólido cristalino quando os íons se combinam em fase gasosa: 
 
Na+(g) + Cl–(g)  NaCl(s) E
rede
 = – 786 kJ/mol 
 
 
 
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A energia da rede para um composto iônico resulta da atração entre os cátions e os ânions em um cristal. 
Não é possível medir a energia da rede diretamente, pois a reação que descreve a formação da rede não pode ser 
feita em laboratório. No entanto, é possível calcular a energia da rede. O procedimento matemático é um pouco 
tedioso, pois se torna necessário incluir todas as interações possíveis entre os cátions e os ânions em um cristal. 
As maiores forças atrativas são aquelas entre íons vizinhos de cargas opostas. As forças atrativas entre íons de 
cargas opostas que estão mais afastados, bem como as forças de repulsão entre os íons de mesma carga na 
rede, também devem ser incluídas no cálculo. 
Felizmente, os valores da energia da rede também podem ser determinados a partir de parâmetros 
termodinâmicos mensuráveis. Estes cálculos são feitos, normalmente, usando-se os valores da variação de 
entalpia das diferentes etapas, o que permite o cálculo da ∆H
rede
. A energia interna (E
rede
) e a variação de entalpia 
(∆H
rede
) estão relacionadas através da primeira lei da termodinâmica. A determinação da variação de entalpia da 
rede para o NaCl, utilizando este método, está ilustrada a seguir em: Usando o Ciclo de Born-Haber para Calcular 
Energias da Rede. 
Do mesmo modo que para a E
par iônico
, os valores da ∆H
rede 
variam de maneira previsível em função da carga 
dos íons. Por exemplo, o valor da ∆H
rede
 para o MgO (– 4.050 kJ/mol) é cerca de quatro vezes mais negativo que o 
valor para o NaF (–926 kJ/moI), pois as cargas dos íons Mg2+ e O2– são duas vezes maiores que a dos íons Na+ e 
F–. O efeito do tamanho do íon na energia da rede também é previsível: Uma rede constituída por íons menores 
normalmente tem um valor mais negativo de energia da rede. Para os halogenetos de metais alcalinos, por 
exemplo, a energia da rede para um composto de lítio é, normalmente, mais negativa do que para um composto 
de potássio. 
 
1.3. Símbolos de Lewis 
 
Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons de valência quando os átomos formam ligações 
iônicas. Ele representou cada elétron de valência como um ponto e arranjou-os em torno do símbolo do elemento. 
Um ponto representa um único elétron em um orbital e um par de pontos representa dois elétrons emparelhados 
partilhando o orbital. Eis alguns exemplos dos símbolos de Lewis para os átomos 
 
 
 
O símbolo de Lewis para o nitrogênio, por exemplo, representa a configuração dos elétrons de valência 
2s22p
x
12p
y
12p
z
1, com dois elétrons emparelhados no orbital 2s e três elétrons desemparelhados nos diferentes 
orbitais 2p. O símbolo de Lewis é um resumo visual da configuração dos elétrons de valência de um átomo que 
permite acompanhar os elétrons quando um íon se forma. 
Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando os símbolos de Lewis, representamos primeiro o 
cátion pela remoção de pontos do símbolo do átomo do metal. Depois, representamos o ânion transferindo esses 
pontos para o símbolo de Lewis do átomo de não-metal, de modo a completar sua camada de valência. Talvez 
seja necessário ajustar o número de íons de cada tipo para poder acomodar todos os pontos removidos do 
símbolo do átomo do metal nos símbolos dos átomos do não-metal. Por fim, escrevemos a carga de cada íon 
como um sobrescrito, na forma usual. Um exemplo simples é a fórmula do cloreto de cálcio: 
 
 
Muitos átomos de elementos metálicos, como os dos blocos p e d, podem perder um número variável de 
elétrons. Eles podem formar compostos diferentes como, no caso do estanho, o óxido de estanho(II), SnO, e o 
óxido de estanho(IV), SnO
2
. A possibilidade de um elemento formar vários íons é chamada de valência variável. 
 
As fórmulas dos compostos formados por íons monoatômicos dos elementos dos grupos principais podem ser 
preditas supondo que os cátions perdem todos os seus elétrons de valência e que os ânions incorporam todos 
esses elétrons em sua camada de valência, de modo que cada íon passa a ter um octeto de elétrons ou um 
H He N O Cl K Mg
Cl + Ca + Cl [ Cl ] Ca [ ]Cl
– 2+ –
 
 
 
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dublete, no caso de H, Li e Be. Os átomos de muitos metais dos blocos d e p podem apresentar valência 
variável. 
 
2. Ligações Covalentes 
A substância flúor é um gás amarelado,muito tóxico e corrosivo. Alguns de seus compostos, entretanto, são 
usados na fluoração da água e em cremes dentais, como agentes no combate às cáries. 
A análise do gás flúor mostra a existência de moléculas F2. 
Apresentando sete elétrons na camada de valência, sabemos que o átomo de flúor é um halogênio (da família 7A) 
e, por isso, precisa receber um elétron para tornar-se estável. Observe sua configuração eletrônica: 
 
Mas como pode haver uma ligação química entre dois átomos que precisam receber elétrons? 
A solução veio com a teoria da ligação covalente, proposta por Lewis em 1916. Por essa teoria, ele propunha a 
existência de um par de elétrons que pertenceria a ambos os átomos da ligação. 
 
 
Lewis propunha também que somente os elétrons da última camada deveriam ser representados ao redor do 
símbolo do elemento. 
Quando dois átomos isolados estivessem suficientemente próximos, teríamos a formação de um par 
eletrônico, que passaria a pertencer a ambos os átomos da ligação, ou seja, haveria entre eles um 
compartilhamento de elétrons. 
Observe que, após essa ligação, cada átomo de flúor passa a possuir oito elétrons na última camada, como 
um gás nobre. A essa união entre dois átomos, por meio de pares eletrônicos, chamamos de ligação covalente. 
 
 
 
 
 
 
 
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Com a teoria de Lewis, as substâncias que possuíssem apenas ligações covalentes passaram a ser 
chamadas de substâncias moleculares. Surgiu, assim, um conceito microscópico de molécula. 
 
Molécula é um conjunto de átomos unidos através de ligações covalentes. 
 
A ligação covalente pode ser representada através da sua fórmula eletrônica ou de sua fórmula estrutural 
plana. 
 
 
 
2.1. Ligações simples 
a) A molécula de H2 
 
Em estado fundamental, a configuração eletrônica de um átomo de hidrogênio é 1s1, pois ele precisa receber 
um elétron para adquirir a configuração do gás nobre hélio. 
1H 1s1 
Assim, a ligação covalente entre dois átomos de hidrogênio deverá ser estabelecida com a formação de um 
par eletrônico, de modo que cada átomo da molécula H2 possua um total de dois elétrons. 
 
 
A ligação covalente que ocorre com um único par eletrônico é denominada ligação covalente simples ou 
apenas ligação simples. 
Na ligação cova lente entre átomos iguais os núcleos não se tocam. Há entre eles uma distância denominada 
distância de ligação. A metade do valor dessa distância corresponde ao raio médio do átomo na ligação covalente 
 
 
b) A molécula H2O 
Como um átomo de oxigênio precisa receber dois elétrons para tornar-se estável, a molécula H2O deverá 
apresentar duas ligações simples. Observe: 
 
 
2.2. Ligações duplas 
a) A molécula (CO2) 
No caso da molécula CO2, temos um átomo de carbono que precisa receber quatro elétrons para tornar-se 
estável, enquanto o oxigênio precisa receber apenas dois elétrons.

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