Ligações quimicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Questões importantes explicam porque 
precisamos estudar as ligações químicas!!! 
• o que promove a união de átomos? 
• que tipos de ligações químicas existem? 
• que propriedades podem ser inferidas a partir 
dos tipos de ligação química dos materiais? 
 
Estrutura atômica e ligações 
químicas 
Átomo: DERIVADO DO GREGO - INDIVISÍVEL 
Estrutura Atômica: 
Conceitos Fundamentais 
 Determina as propriedades químicas; 
 
 Estabelece a natureza das ligações 
interatômicas; 
 
 Controla o tamanho do átomo 
Energias e Força de ligação 
 O entendimento de muitas 
propriedades físicas dos 
materiais é devido ao 
conhecimento das forças 
interatômicas que ligam os 
átomos. 
 Para longas distâncias, as 
interações são desprezíveis, 
mas com a aproximação dos 
átomos cada um exerce força 
sobre o outro. 
FORÇA ATRATIVA (FA): 
•A origem depende do tipo específico de ligação entre dois átomos; 
•Responsável pela agregação atômica; 
FORÇA REPULSIVA (FR) 
•Quando as camadas externas começam a se superpor, a força de 
repulsão entra em ação. 
•A força de repulsão explica a existência de espaços vazios em torno 
do núcleo. 
R A N 
F F F + = 
FA + FR = 0 
Estado de Equilíbrio 
 Resistência mecânica: aumenta com a força máxima e com a 
profundidade do poço da curva de energia de ligação. 
 
 Pontos de fusão e de ebulição: aumentam com a profundidade do 
poço da curva de energia de ligação. 
 Grandes energias de ligação = alta temperatura de fusão 
 
 
 TA: 
 
 
 
 Coeficiente de expansão térmica: diminui com a profundidade do 
poço da curva de energia de ligação. 
 
 Rigidez Mecânica: Depende da forma da curva de força – Curva 
íngreme em ro o material é rígido, se suave é flexível. 
Grandes energias: sólidos 
Pequenas energias: gases 
Energias intermediárias: líquidos 
 Os átomos podem atingir uma 
configuração estável de três maneiras: 
ELETRONEGATIVO – GANHO DE ELÉTRONS 
 
ELETROPOSITIVO – PERDA DE ELÉTRONS 
 
COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS 
Tipos de ligações 
1. Iônicas 
2. Covalentes 
3. Metálicas 
 
4. Van der Waals 
 
 Ligações fortes 
 Ligações fracas 
Ligações Fortes 
•A ligação envolve necessariamente os elétrons de 
valência; 
•A natureza da ligação depende das estruturas; 
eletrônicas dos átomos constituintes; 
•Se origina da tendência dos átomos para adquirir 
estruturas estáveis. 
•As características atômicas resultam em 3 tipos de 
ligações: 
Elemento eletropositivo 
+ 
Elemento eletronegativo 
 
Ligação Iônica 
Elemento eletropositivo 
+ 
Elemento eletropositivo 
 
Ligação Metálica 
Elemento eletronegativo 
+ 
Elemento eletronegativo 
 
Ligação Covalente 
• Ocorre entre íons + e-. 
• Necessita transferência de elétrons. 
• Requer grande diferença de eletronegatividade. 
• Exemplo: NaCl 
Ligação Iônica 
Na (metal) 
instável 
Cl (não metal) 
instável 
Elétron 
+ - 
Atração 
Coulombica 
Na (cátion) 
estável 
Cl (ânion) 
estável 
Ligações iônicas 
Resultam da transferência de elétrons de um átomo 
para outro. 
 
• O Na doa o seu elétron de valência, 
tornando-se eletropositivo  Na+ 
• O Cl recebe elétrons, tornando-se 
eletronegativo  Cl- 
• Formação de íons (cátions e ânions) 
 
Ligações iônicas 
• A magnitude dessa força obedece a Lei de Coulomb. 
• Forças de ligação atrativas. 
 r é a distância interatômica 
 z1 e z2 são as valências dos 2 tipos de íons 
 e é a carga do elétron (1,602x10-19 C) 
 0 é a permissividade do vácuo (8,85x10-12 F/m) 
Ligações iônicas 
 A energia de atração é coulombiana – íons positivos e 
negativos se atraem. Para dois íons isolados a energia 
de atração é função da distância interatômica: EA = - 
A/r 
 A energia repulsiva é dada por: ER = B/r
n 
 onde A, B e n são constantes cujos valores dependem de cada 
sistema iônico. O valor de n é aproximadamente 8. 
 
 As energias de ligação iônicas são relativamente 
elevadas e situam-se na faixa de 600 a 1500Kj/mol 
(aproximadamente 3 a 8 eV/átomo) – o que explica as 
elevadas temperaturas de fusão de sólidos iônicos.. 
Ligação iônica 
Na+ Cl- Na+ Cl- 
Na+ Cl- 
Na+ Cl- 
Na+ Cl- 
Cl- Na+ 
Na+ Cl- 
Cl- Na+ 
Na+ 
Na+ 
Cl- 
Cl- 
Força de ligação 
de Coulomb 
• É não-direcional. 
• Empilhamento de íons sem 
orientação preferencial. 
• O empilhamento é 
governado pelo arranjo 
geométrico dos íons e pela 
necessidade de manter a 
neutralidade elétrica do 
sólido. 
• A magnitude é igual em 
todas as direções ao redor 
do íon. 
• ligação predominante nas Cerâmicas 
Give up electrons Acquire electrons 
Exemplos de ligações iônicas 
He 
- 
N e 
- 
Ar 
- 
K r 
- 
Xe 
- 
Rn 
- 
F 
4.0 
Cl 
3.0 
B r 
2.8 
I 
2.5 
At 
2.2 
Li 
1.0 
Na 
0.9 
K 
0.8 
Rb 
0.8 
Cs 
0.7 
Fr 
0.7 
H 
2.1 
Be 
1.5 
Mg 
1.2 
Ca 
1.0 
Sr 
1.0 
Ba 
0.9 
Ra 
0.9 
Ti 
1.5 
Cr 
1.6 
Fe 
1.8 
Ni 
1.8 
Zn 
1.8 
As 
2.0 
Cs Cl 
MgO 
CaF 2 
NaCl 
O 
3.5 
Energia de ligação 
• Os materiais iônicos são 
duros e quebradiços e, além 
disso, isolantes elétricos e 
térmicos. 
• É a ligação 
predominante nos 
materiais cerâmicos. 
• É forte  PF dos materiais é geralmente alto. 
 
Sólido iônico E (kJ/mol) PF (oC) 
NaCl 640 801 
MgO 1000 2800 
Fonte: Smith, 1998. 
 
CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS: 
* são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos); 
 
 
 
 
 
 
* são duros e quebradiços; 
 
 
 
* conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
* possuem alto ponto de fusão e de ebulição. 
Materiais cerâmicos 
• As cerâmicas são compostas por pelo menos 
dois elementos, e freqüentemente mais do que 
isso. 
• Os íons metálicos estão carregados positivamente 
(cátions), pois doaram os seus elétrons de valência 
para os íons não-metálicos (ânions), que por sua vez 
estão carregados negativamente. 
Materiais cerâmicos 
 Estabilidade do 
material depende 
magnitude da carga elétrica 
em cada um dos íons 
componentes e 
tamanhos ou raios iônicos 
dos cátions e dos ânions. 
• São compostos formados entre elementos metálicos e 
não-metálicos da tabela periódica; 
• Geralmente são óxidos; 
• A ligação química pode variar de puramente iônica até 
totalmente covalente; 
• São mais resistentes a altas temperaturas que metais e 
polímeros; 
• Em decorrência do tipo de ligação química, as 
cerâmicas são: 
– Relativamente rígidas e resistentes 
– Muito duras mas também frágeis 
– Altamente susceptíveis a fratura 
– Tipicamente isolantes a passagem de calor e eletricidade 
 
Ligações covalentes 
• Ligações direcionais, resultam do compartilhamento 
de elétrons entre átomos adjacentes. 
 
C H H 
H 
H 
Elétron 
compartilhado 
do C 
Elétron 
compartilhado 
do H 
Molécula de 
metano (CH4) 
• Ocorrem entre átomos 
com pequenas diferenças 
de eletronegatividade e 
que estão próximos uns 
dos outros na tabela 
periódica. 
• C tem 4 e- de valência e 
precisa de outros 4; H tem 
1 e- de valência e precisa 
de mais um. 
• Têm eletronegatividades 
semelhantes. 
 
Ligações covalentes 
• São direcionais e formam ângulos bem definidos. 
 • Ocorre entre átomos específicosque participa no compartilham seus 
elétrons completando a camada de 
valência e tornando a molécula 
estável. 
•Apresentam grande faixa de 
energias de ligação e pontos de 
fusão. Ex: C na estrutura diamante 
funde a 3550ºC enquanto o bismuto 
funde a 270 ºC. 
• Exemplos: H2, Cl2, HNO3, 
diamante e silício. 
Exemplo mais simples: H2 
H + H H H 
Elétron 1s1 Ligação covalente 
Molécula de H2 
Energia potencial em função 
da distância para dois átomos 
de H. 
• Moléculas com não metais 
• Moléculas com metais e não metais 
• Sólidos elementares (à direita da tabela periódica) 
• Compostos sólidos (ao redor da coluna IVA) 
He 
-
Ne 
-
Ar 
-
Kr 
-
Xe 
-
Rn 
-
F 
4.0
Cl 
3.0
Br 
2.8
I 
2.5
At 
2.2
Li 
1.0
Na 
0.9
K 
0.8
Rb 
0.8
Cs 
0.7
Fr 
0.7
H 
2.1
Be 
1.5
Mg 
1.2
Ca 
1.0
Sr 
1.0
Ba 
0.9
Ra 
0.9
Ti 
1.5
Cr 
1.6
Fe 
1.8
Ni 
1.8
Zn 
1.8
As 
2.0
Si C
C(diamond)
H2O
C 
2.5
H2
Cl2
F2
Si 
1.8
Ga 
1.6
GaAs
Ge 
1.8
O 
2.0
co
lum
n I
VA
Sn 
1.8
Pb 
1.8
Exemplos de ligações covalentes 
Número de ligações covalentes 
 O número de ligações covalentes possíveis para um dado átomo é 
determinada pelo número de elétrons de valência do átomo em 
questão. 
 Para N´elétrons de valência, um átomo pode se unir a no máximo 8 
– N´átomos. Ex: Cloro tem N´= 7, portanto só pode se unir a 1 outro 
átomo como em Cl2 ou HCl. O carbono tem N´=4 e, portanto pode 
se unir a no máximo 4 outros átomos como em CH4, ou formando 
estruturas tridimensionaisde carbonos interconectados 
(diamante)em que cada átomo de carbono está covalentemente 
unido a 4 outros átomos de carbono. 
 É possível haver ligações interatômicas que sejam parcialmente 
iônicas e parcialmente covalentes. Na realidade poucos são os 
compostos que possuem exclusivamente ligações iônicas ou 
covalentes. O grau de caráter iônico vai depender das diferenças 
em eletronegatividade dos átomos envolvidos na ligação e é dado 
por: 
 
 % caráter iônico = {1 – exp[-(o,25) (XA – XB)
2]} x 100 
 
• Influência direta nas propriedades dos materiais. 
 
Ligações covalentes múltiplas 
Ligação Energia de rede 
(kJ/mol) 
C – C 370 
C = C 680 
C  C 890 
Fonte: Smith, 1998. 
• Os materiais poliméricos tipificam 
essa ligação, sendo a estrutura 
molecular básica uma longa 
cadeia de átomos de carbono 
que se encontram ligados entre 
si de maneira covalente, através 
de duas das quatro ligações 
disponíveis em cada átomo. 
 
Os polímeros 
Estrutura do polietileno. 
• São compostos orgânicos quimicamente baseados no 
carbono, hidrogênio, e em outros elementos não-
metálicos (como O, N e Si); 
• Possuem estruturas moleculares muito grandes, na 
forma de cadeias que possuem átomos de C como sua 
espinha dorsal (cadeia principal); 
• Ligação química predominantemente covalente; 
• Em decorrência da sua estrutura característica são: 
– Extremamente dúcteis e flexíveis 
– Possuem baixa densidade 
– Não suportam altas temperaturas 
– Possuem baixas condutividades térmicas 
 
Ligação metálica 
• Encontrada nos metais e suas ligas. 
 • Formada com átomos de baixa eletronegatividade 
(apresentam no máximo 3 elétrons de valência). 
 • Os elétrons de valência não estão ligados a nenhum 
átomo em particular no sólido.Ligação não direcional. 
 
+ + + 
+ + + 
+ + + 
- - - 
- - - 
- - - 
- - - 
- 
- 
- 
- 
Núvem 
de 
elétrons 
Núcleo 
dos 
íons 
Ligação metálica 
Ligações secundárias – Van der Waals 
 Apresentam baixa energia de ligação baixa  4 a 40 kJ/mol. 
 Similares à ligação iônica  atração de cargas opostas. 
 Os elétrons não são transferidos. A atração depende da distribuição 
assimétrica das cargas positivas e negativas. 
 As cargas assimétricas são os “dipolos” que podem ser flutuantes ou 
induzidos, ou permanentes. 
 Um dipolo elétrico existirá sempre que houver alguma separação 
entre as frações positiva e negativa de um átomo ou molécula. 
 A ligação resulta da atração coulombiana entre a extremidade 
positiva de um dipolo e a região negativa de um dipolo adjacente. 
 A polaridade da ligação apresenta uma direção, um sentido e uma 
intensidade, podendo ser representada por um vetor μmomento 
dipolar que se orienta sempre no sentido do pólo negativo. 
 
13 
Surgem da interação entre dipolos 
• Dipolos permanentes –induzidos pela molécula 
• Dipolos flutuantes 
-caso geral : 
-ex: HCl líquido 
-ex: polímeros 
Adaptado da Fig. 2.13, Callister 6e. 
Adaptado da Fig. 2.14, 
 Callister 6e. 
Adaptado da Fig. 2.14, 
 Callister 6e. 
Ligações secundárias – Van der Waals 
Nuvens eletrônicas assimétricas 
+ - + - 
ligação 
secundária 
H H H H 
H 2 H 2 
ligação 
secundária 
ex: H2 líquido 
+ - ligação 
secundária 
+ - 
H Cl H Cl ligação 
secundária 
Exemplo: Molécula da água – H2O 
105o 
O 
H H 
Ligações de hidrogênio 
 = 1,84 debyes. 
- 
+ + 
Dipolo 
Tipo 
Iônica 
Covalente 
Metálica 
Secundárias 
Energia de Ligação 
Grande! 
Variável 
grande-Diamante 
baixa-Bismuto 
Variável 
grande-Tungstênion 
pequena-Mercúrio 
menores 
Comentários 
Não direcional (cerâmicas) 
Direcional 
semicondutores, cerâmicas 
polímeros 
Nãodirecional (metais) 
Direcionais 
inter-cadeia (polímero) 
intermoleculares 
RESUMO: LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
• comprimento da ligação, r 
• Energia de ligação, Eo 
F 
F 
r 
• Temperatura de fusão, Tm 
Tm aumenta com aumento deEo. 
Ligações químicas e TM 
E o = 
“energia de ligação” 
Energia (r) 
r 
o r 
Comprimento não estendido 
r 
Maior T m 
menor T m 
Energia (r) 
r 
o 
• Módulo elástico, E 
• E ~ curvatura em ro 
E aumenta com aumento de Eo. 
Ligações químicas e E 
Área da 
seção 
reta A 
o 
D L 
comprimento, 
L o 
 
F 
nãodeformado 
deformado 
D L F 
A 
o 
= E 
L 
o 
Módulo elástico 
r 
Módulo elástico maior 
Módulo elástico menor 
Energia 
r 
o 
Comprimento não deformado 
• Coeficiente de expansão térmica, a 
• a ~ symetria em ro 
a aumenta com decréscimo de Eo. 
Ligações químicas e a 
 
 = a ( T 2 - T 1 ) 
D L 
L o 
coef. Expanção térmica 
r 
menor a 
maior a 
Energia 
r 
o 
Cerâmicas 
(ligações Iônicas & covalentes): 
Metais 
(ligações metálicas): 
Polímeros 
(ligações Covalentes & Secundárias): 
Elevada energia de ligação 
Tm elevada 
E elevado 
a pequena 
Energia de ligação variável 
Tm moderada 
E moderada 
a elevada 
 
Propriedades Direcionais 
Domínio das ligações secundárias 
Tpequena 
E pequeno 
a moderada 
RESUMO: LIGAÇÕES PRIMÁRIAS 
LIGAÇÕES X PROPRIEDADES 
PROPRIEDADES 
TIPOS DE LIGAÇÕES 
IÔNICA COVALENTE METÁLICA VAN DER WAALS 
Ligação 
Não direcional; 
estruturas de alta 
coordenação 
Direcional; estrutura 
de baixa coordenação 
e baixa densidade 
Não-direcional; estrutura 
de alta coordenação e 
alta densidade 
Análogo à ligação 
metálica 
Mecânicas 
Resistentes, Cristais 
duros 
Resistentes, Cristais 
duros 
Cristais 
Variáveis 
Pouco resistente, 
cristais moles 
Térmicas 
Alto ponto de fusão, 
baixo coeficiente de 
expansão térmicaAlto ponto de fusão, 
baixo coeficiente de 
expansão térmica 
Variável 
Baixo ponto de fusão, 
alto coeficiente de 
expansão térmica 
Elétrica 
Isolante, condutor 
por transporte 
iônico quando 
líquido 
Isolante nos estados 
sólido e líquido 
Condutor Isolante 
Óptica 
Absorção e outras 
propriedades 
principalmente dos 
íons individuais 
Alto índice de refração 
e diferentes absorções 
em sólidos e gases 
Opaco, com 
propriedades 
semelhantes no estado 
líquido 
Propriedades de 
moléculas individuais 
Dúvidas