aula11e

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Ligações Químicas
Tabela Periódica
Ligações iônicas
Polarização e sólidos iônicos
Ligação covalente
 Estrutura de Lewis 
Carga formal
Configurações eletrônica condensadas
• O neônio (Z=10) tem o subnível 2p completo
• O sódio (Z=11) marca o início de um novo período
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como 
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]
Configurações eletrônicas
Distribuição Eletrônica
Estrutura Eletrônica e Tabela 
Periódica
- Os blocos da tabela periódica refletem a identidade dos 
últimos orbitais que são ocupados no processo de 
preenchimento. O número do período é o número quântico 
principal da camada de valência. O número do grupo está 
relacionado ao número dos elétrons de valência.
O formato da tabela periódica
Bloco Número de elétrons
na camada de valência
s, d G
p G - 10
- A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura 
eletrônica fundamental dos elementos.
Tabela Periódica Atual
www.iupac.org/reports/periodic_table/
Tabela Periódica
Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO
Propriedades Periódicas
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Propriedades Periódicas
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Tabela Periódica
IMPACTO DAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
SOBRE OS MATERIAIS
CARACTERÍSTICAS DOS METAIS E NÃO-METAIS
Metais Não-Metais
Propriedades Físicas
Bons condutores de eletricidade Maus condutores de eletricidade
Maleáveis Não Maleáveis
Dúcteis Não Dúcteis
Lustrosos Não Lustrosos
Tipicamente: Tipicamente: 
 Sólido Sólido, líquido ou gás
 Alto ponto de fusão Baixos pontos de fusão
 Bons condutores de calor Maus condutores de calor
Propriedades Químcas
Reagem com ácidos Não reagem com ácidos
Formam óxidos básicos Formam óxidos ácidos 
Formam cátions Formam ânions
Formam halogenetos iônicos Formam halogenetos covalentes
Estrutura molecular
As propriedades físicas dos elementos 
(como o raio, a energia de ionização e 
a forma da distribuição) são dados de 
forma periódica em função dos seus 
números atômicos.
Estrutura molecular
O fato de termos energias de ionização 
diferentes e de comportamentos 
periódicos para os diversos elementos 
sugere que a facilidade de mover os 
elétrons de valência seja essencial 
para as reações químicas e para as 
ligações nas moléculas produzidas.
Estrutura Molecular
Como a mobilidade eletrônica pesa 
sobre os elétrons de valência, as 
propriedades químicas depende mais 
das camadas afastadas do que das 
internas. Assim as ligações químicas 
depende da interação dos elétrons de 
valência com os núcleos atômicos da 
molécula.
Forma iônica
Partindo sempre do mínimo de energia 
que os átomos dos elementos possam 
estar como condição de ser estável, 
vemos que para muitos elementos a 
forma iônica é menos energética que 
a forma neutra.
Afinidade eletrônica
Devido a distribuição eletrônica, encontra-se 
para a maioria dos elementos o ânion como 
sua configuração mais estável. Chamamos 
de afinidade eletrônica a energia 
necessária para tirar o elétron de valência 
do ânion do elemento químico em questão.
Assim, a afinidade eletrônica é a diferença de 
energia entre o átomo neutro e seu 
respectivo ânion, ou seja, 
Eea = E(E) - E(E-).
E(g) + e-
(g) → E-
(g)
Afinidade eletrônica
Exemplos de afinidade. Observe que 
a diferença entre o cloro e o sódio 
é uma das maiores.
Ligações iônicas
Um átomo de sódio Na (Z=11) pode 
interagir com o cloro Cl (Z=17) para 
formar um íon de sódio Na+ e um íon de 
cloro Cl- 
Ligações iônicas
Quando os dois íons se encontram há 
uma interação eletrostática entre eles 
 e a formação da molécula de NaCl
V=V 1+V 2
V 1=
−e2
r V 2=be
−r/ a
Ligações iônicas
Na reação do gás de cloro e o sódio 
sólido para formar o cloreto de sódio, 
houve um processo de troca de 
elétrons conhecido como redox. Nesse 
processo o sódio sofreu uma oxidação 
perdendo elétron e o cloro sofreu uma 
redução ganhando um elétron. 
Número de oxidação
O número de oxidação de um elemento 
na ligação iônica corresponde a sua 
carga.
No caso do cloreto de sódio o sódio tem 
nox=+1 e o cloro tem nox=-1.
Ligações iônica
Dessa forma, chamamos de ligação 
iônica aquela que pode ser tratada 
como a interação de duas cargas 
oposta sem o recurso da equação de 
Schrodinger.
Se há um grande número de moléculas 
NaCl, esses arranjam-se para formar o 
sal. 
NaCl (CFC) CsCl (CS)
Modelos de sólidos cristalinos
esfarelita (ZnS) fluorita (CaF2)
wurtzita (ZnS) arseneto de níquel rutilo
perovskita espinélio, AB2O4
Propriedades dos cristais 
iônico
Os íons empilham-se e, estruturas cristalinas 
regulares. Os sólidos iônicos têm, 
tipicamente, altos pontos de fusão e de 
ebulição e são quebradiços. 
Configuração eletrônica dos 
íons
A configuração eletrônica para um 
cátion se dá por remover os elétrons 
mais externos pela ordem: np, ns e 
(n-1)d
A configuração eletrônica para um 
ânion se dá por adicionar elétrons até 
atingir a configuração de gás nobre 
mais próximo.
Símbolo de Lewis
Elétrons de valência são aqueles que ocupam a camada mais 
externa e são os elétrons responsáveis pelas interações e 
ligações químicas.
Usando os símbolos de Lewis, o ponto representa um elétron 
de valência e o traço dois elétrons emparelhados. Assim, a 
representação do elemento consiste do símbolo químico 
mais um ponto para cada elétron e um traço para elétrons 
emparelhados de valência 
Regra do octeto na ligação 
iônica
Na formação das moléculas por ligações 
iônicas, átomos perdem ou ganham 
elétrons tornando-se íon até formarem 8 
elétron de valência.
Como exemplo vamos fazer o cloreto de 
cálcio CaCl2
X- X2- X3-
M+ MX M2X M3X
M2+ MX2 MX M3X2
M3+ MX3 M2X3 MX
Estequiometrias Comuns dos 
Compostos Iônicos
NaCl K2O Na3N
CaF2
MgO Ca3P2
FeBr3 Al2O3 AlN
Estruturas de Lewis dos Compostos 
Iônicos
Ligações covalentes
Nas estruturas de Lewis, a ligação 
covalente resulta do 
compartilhamento de um par de 
elétrons entre dois átomos. 
É permitido um número de 
compartilhamento até que seja 
satisfeita a regra do octeto para cada 
elemento da ligação. 
Ligações Covalentes
Estruturas de Lewis: uma revisão
A regra do octeto: Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um 
grande número de moléculas propondo a regra do octeto: 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
-
-
A representação dos elétrons 
Compartilhados se dá 
por uma linha
Ligações Covalentes
(A) Ressonância
Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente 
por uma única estrutura de Lewis.
Híbrido de ressonância: é a mistura de duas ou mais estruturas de Lewis.
A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da molécula e 
modela o caráter de ligação, distribuindo-a sobre toda a molécula. As estruturas 
de Lewis com energias similares fornecem uma maior estabilização por 
ressonância.
(B) 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.
f = V – L – ½ P 
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.
Ligações Covalentes
LigaçõesCovalentes
(C) Número de oxidação
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.
Embora a carga formal de C em CO2 seja zero, seu número de oxidação é +4, 
porque todos os elétrons das ligações são atribuídos aos átomos de oxigênio.
Ligações Covalentes
(D) Radicais
As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são chamados de 
radicais. Eles são, em geral, muito reativos.
CH3
Ligações Covalentes
(E) Hipervalência
Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de elétrons ao 
redor de um átomo, são denominados hipervalentes.
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)
Ligações Covalentes
Propriedades de materiais 
covalentes
A ligação covalente implica em intensas 
forças de atração entre os átomos e 
alto ponto de fusão. 
Um exemplo é o diamante cuja 
temperatura é maior que 3000K.
Iônica X Covalente
As ligações iônicas e covalentes são 
dois modelos extremos de ligações 
química. 
A ligação iônica descreve bem as 
ligações dos não metais com os 
metais e as ligações covalentes 
descreve as ligações entre não-
metais.
Ligação metálica
Um terceiro tipo de ligação inter 
atômica é a ligação metálica. Porém 
um modelo para esse tipo de ligação 
não é tão fácil de ser construído 
quanto da ligação iônica e covalente.
Ligação metálica
Nos elementos em que os elétrons de 
valência podem ser removidos com 
facilidade e os demais ficam presos 
ao núcleo, os elétrons “livres” formam 
uma gás eletrônico que está junto aos 
cátions formado por esses núcleos 
blindados posicionados no espaço.
Ligação metálica
Os íons positivos e a núvem eletrônica 
negativa originam forças de atração 
que ligam os átomos do metal entre 
si.
Propriedades do metal
Podemos listar como propriedade do 
metal:
Condutividade elevada
Condutividade térmica alta
Refletem energia luminosa
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