Aula_Ligacoes_Covalentes_Ionicas

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REVISITANDO 
 
Ligações Químicas 
Teoria que explica as partículas e as forças 
fundamentais. Explica do que o mundo é feito e o que o 
mantém unido. Contudo, ainda existem muitas questões 
a serem respondidas. 
MODELO PADRÃO 
Estrutura Eletrônica dos Átomos e 
Tabela Periódica 
https://youtu.be/7Kp-AW9aj64 
4 
Uma breve animação: 
5 
IÔNICA 
COVALENTE 
METÁLICA 
Ligações Químicas 
5 
Definição “simplificada” das Ligações Químicas 
 
Ligação química: é a força que mantém dois ou mais átomos unidos. 
 
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre 
dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-
metálicos. 
 
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal 
para um não-metal. 
 
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros 
unidos. 
6 
7 
Conceitos importantes: 
 
1. Energia de Ionização. 
2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica). 
3. Interações eletrostáticas. 
Ligações Iônicas 
7 
Configurações Eletrônicas de Íons 
METAIS DE TRANSIÇÃO 
 
[gás nobre] (n-1)dx ns2 
8 
9 
 
Interações eletrostáticas 
 
Interação entre cargas ≡ força coulômbica 
r 
Repulsão 
Atração 
Ligações Iônicas 
9 
Ligações Iônicas 
Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica 
 
E
l
=κ
Q1Q2
d
 
 
• A energia de rede (energia necessária para separar um mol de um 
composto iônico sólido nos seus no estado gasoso) aumenta à 
medida que: 
 
• As cargas nos íons aumentam 
 
• A distância entre os íons diminui 
 
10 
LEI DE COULOMB 
Ciclo de Born-Haber 
11 
Chang e Goldsby, Fig. 9.2 
DHtotal = DH1 + DH2 + DH3 + DH4 + DH5 
o o o o o o 
Relaciona as energias de rede de compostos iônicos com as energias de 
ionização, afinidades eletrônicas e outras propriedades atômicas. 
Propriedades dos Compostos Iônicos 
12 
Propriedades dos Compostos Iônicos 
13 
X- X2- X3- 
M+ MX M2X M3X 
M2+ MX2 MX M3X2 
M3+ MX3 M2X3 MX 
Estequiometrias Comuns dos 
Compostos Iônicos 
14 
15 
Extrato da Lista de Exercícios nº 2 sobre Ligações Iônicas:ções Iô 
nicas 
1) Defina as principais energias envolvidas no processo de formação dos 
compostos iônicos. Represente as etapas da formação da ligação iônica 
utilizando o NaCl como exemplo. 
 
2) Escreva a fórmula de um composto formado pela combinação de 
(a) Al e Te 
(b) Mg e O 
(c) Na e S 
(d) Rb e I. 
 
3) Escreva a fórmula do fosfato de cálcio, formado por íons cálcio e fosfato 
(PO4
3-). 
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4) Escreva a fórmula do sulfato de amônio, formado por cátions amônio (NH4
+) 
e ânions sulfato (SO4
2). 
5) Dê o nome para cada um dos seguintes sais: 
•PbCrO4 
•NaNO3 
•Ca3(PO4)2 
•K2S 
•BaCO3 
•Al2(SO4)3 
•HCl 
•Bi2O3 
•MgO 
•K2CO3 
•NH4NO3 
 
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 Composto I Composto II 
Porcentagem de massa 
de Tl 
89,49% 96,23% 
Ponto de fusão 717°C 300°C 
 
6) Se a fórmula do carbonato de magnésio é MgCO3, qual é a carga do cátion 
em Ag2CO3? 
7) Se a fórmula do cromato de potássio é K2CrO4, qual é a carga do cátion em 
PbCrO4? 
8) O tálio e o oxigênio formam dois compostos com as seguintes 
características: 
•Determine as fórmulas químicas dos dois componentes. 
•Determine o número de oxidação do tálio em cada composto. 
Ligação Covalente 
18 
Ligações Covalentes 
Ligações múltiplas 
 
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois 
átomos (ligações múltiplas): 
 
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); 
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
 
 
 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o 
número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
H H O O N N 
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Desenhando as estruturas de Lewis 
 
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 
 
 Fósforo (grupo 15) = 5e- 
 Cloro (grupo 17) = 7e- 
 
 Portanto: (7x3) + 5 = 26e- 
 
 
2. Distribua os elétrons de forma coerente. 
 
20 
Ligações Covalentes 
Estruturas de Lewis: uma revisão 
Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de 
moléculas ao propor que cada átomo compartilha elétrons com seus átomos 
vizinhos para atingir um total de oito elétrons de valência. 
H H
N N
O
O O
C O
S
O O
N
H
H H
N
O O
SO O
O
2-
P
O
O O
O
3-
S
O
O O
O
2-
Cl
O
O O
O
-
-
21 
Evidências experimentais da Ressonância: o 
exemplo do benzeno: 
Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno, C6H6, não explica 
todas as evidências experimentais: 
 
- Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de compostos com 
ligações duplas. 
 
- Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-carbono têm o mesmo 
comprimento. 
 
- Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de 
cloro estão ligados a carbonos adjacentes. 
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Carga formal 
É a carga que um átomo teria se os pares de elétrons fossem compartilhados 
igualmente. As estruturas de Lewis com baixas cargas formais geralmente têm a 
menor energia. 
 
 
 
 
onde: V = no. de elétrons de valência do átomo livre; 
 L = no. de elétrons presentes nos pares isolados; 
 P = no. de elétrons compartilhados. 
 
Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com: (1) a menor carga 
formal nos átomos; e (2) a estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é 
atribuída uma carga formal negativa e ao elemento menos eletronegativo é 
atribuída uma carga formal positiva. 23 
𝑓 = 𝑉 − 𝐿 _ 
𝑃
2
 
Cálculo da carga formal 
24 
-1 
-1 
-1 -1 +2 0 
-1 
-1 
-1 
+1 
0 0 
0 
-1 
-1 
25 
Cálculo da carga formal 
Número de oxidação (Nox) 
A carga formal é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter covalente de 
uma ligação. O número de oxidação é um parâmetro obtido exagerando-se o 
caráter iônico de uma ligação. 
 
Ele pode ser considerado como a carga que um átomo teria se o átomo mais 
eletronegativo em uma ligação ficasse com os dois elétrons da ligação. 
 
Na prática, os Noxs são atribuídos aplicando-se uma série de regras. 
 
 
Exemplo: Qual é o número de oxidação de (a) N no íon azida, N3
-, e (b) do Mn no 
íon permanganato, MnO4
-? 
26 
a) 
1
3 
 - b) 7+ 
Eletronegatividade 
 
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em 
certa molécula. 
 
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). 
 
27 
Polaridade da ligação e eletronegatividade 
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação 
 
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da 
polaridade de ligação: 
 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em 
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou 
quase igual); 
 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em 
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); 
 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em 
ligações iônicas (transferência de elétrons). 
F2 (4,0 – 4,0 = 0,0) 
HF (4,0 – 2,1 = 1,9) 
LiF (4,0 – 1,0 = 3,0) 28 
Característica da Ligação 
Ligação Iônica vs Ligações Covalentes 
29 
Forma espacial das moléculas 
30 
Modelo RPECV ou VSEPR 
O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (modelo 
RPECV ou VSEPR) amplia a teoria da ligação química de Lewis para explicar 
as formas das moléculas, adicionando regras que explicam os ângulos de ligação. 
Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, para 
reduzir ao máximo essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, 
mantendo a mesma distância do átomo central. 
31 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons na 
posição “mais distante” (ligações e pares isolados do átomo central), que é 
chamado de arranjo dos elétrons na molécula, determinamos a posição dos 
átomos e identificamosa forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo com 
as formas. 
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Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas. 
 
Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada 
átomo são tratados independentemente. 
Exemplos: 
Forma e Estrutura das Moléculas 
33 
Moléculas Polares e Apolares 
34 
Moléculas Polares e Apolares 
35 
Moléculas Polares e Apolares 
36 
Moléculas Polares e Apolares 
37 
Moléculas Polares e Apolares 
38 
Moléculas Polares e Apolares 
39 
Moléculas Polares e Apolares 
40 
Moléculas Polares e Apolares 
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Hibridização e Geometria Molecular 
42 
Hibridização e Geometria Molecular 
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Hibridização e Geometria Molecular 
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Orbitais Moleculares 
 
• Se espalham por toda a molécula; 
 
• Os elétrons de valência estão delocalizados sobre toda a molécula, não 
pertencem a uma ligação específica; 
 
• Resultam da combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – linear 
combination of atomic orbitals). 
 
45 
Por que O2 é paramagnético? 
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𝑂𝑟𝑑𝑒𝑚 𝑑𝑒 𝑙𝑖𝑔𝑎çã𝑜 = 
(𝑛º 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑜𝑛𝑠 𝑙𝑖𝑔𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 − 𝑛º 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑜𝑛𝑠 𝑛ã𝑜 𝑙𝑖𝑔𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠) 
2
 
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Estruturas 
de Lewis 
Como explicar as ligações covalentes... 
Teoria de 
Ligação de 
Valência 
Geometria 
Molecular 
Polaridade 
Molecular 
Teoria do 
Orbital 
Molecular 
Ordem de 
Ligação 
Magnetismo 
das 
Moléculas 
Cores das 
moléculas 
9) Como a teoria dos orbitais moleculares explica as ligações covalentes? 
 
10) Utilize as estruturas de Lewis e a teoria VSEPR para dizer a forma geométrica das 
moléculas a seguir. Diga se são polares ou apolares e quais os ângulos de ligação entre o 
átomo central e cada átomo a seu redor: CO2, CCl4, NH3, H2O, SO2, SO3, PCl3, PCl5, CH4, 
CH3CH2OH (etanol), CH2Cl2, CCl4, SF4, BF3, H2S. 
 
11) Diga se as seguintes moléculas devem se comportar como polares ou apolares: 
C5H5N (piridina, uma molécula semelhante ao benzeno, exceto que um grupo CH é 
substituído por um átomo de nitrogênio) 
 C2H6 (etano) 
CHCl3 (tricloro-metano, também conhecido como clorofórmio, um solvente orgânico 
comum que já foi usado como anestésico). 
 
Extrato da Lista de Exercícios nº 2 sobre Ligações Covalentes: 
12) Sabendo que o carbono tem valência quatro em quase todos os seus compostos e que 
ele pode formar cadeias e anéis de átomos de carbono, 
Desenhe duas das três possíveis estruturas de C3H4. 
Determine todos os ângulos de ligação de cada estrutura. 
Determine a hibridização dos átomos de carbono. 
 
13) Identifique os orbitais híbridos utilizados pelos átomos em negrito nas seguintes 
moléculas: 
CH3CCCH3 
CH3NNCH3 
(CH3)2CC(CH3)2 
 
14) Compare a hibridização e a estrutura do carbono no grafite e no diamante. Como essas 
estruturas explicam as propriedades físicas dos dois alótropos?