Ligação Química_ aula

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Química Geral 
Sejam muito bem vindos!!!! 
Ligação Química 
LIGAÇÃO QUÍMICA – CONCEITOS BÁSICOS 
 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. 
 Estrutura: refere-se ao arranjo espacial dos átomos nos compostos iônicos, nas 
moléculas e íons poliatômicos. 
 Ambas se relacionam. 
 Elétrons de valência: elétrons mais externos e que participam das ligações químicas 
com outros átomos. 
 
 
Fonte: Atkins, Jones & Laverman “Princípios de Química”, 7ª edição, 
Bookman, 2018. 
Fonte: T. Brown, H. E. Le May Jr.; B. E. Bursten, R. R. Burdge; “Química a Ciência Central”; 
tradução da 13a edição; Pearson Prentice Hall; 2016. 
 Ligação iônica envolve, em geral, metais do lado esquerdo da tabela periódica que 
interagem com os não-metais do lado direito. 
 Alcalinos e alcalinos terrosos – baixa afinidade eletrônica e baixa energia de ionização. Tendem a 
formar cátions; 
 Calcogênios e halogênios – alta afinidade eletrônica. Tendem a formar ânions. 
 São sólidos à temperatura ambiente e fundem a altas temperaturas. 
 Todos os compostos iônicos formam uma estrutura tridimensional denominada rede 
cristalina. 
 Cada íon é circundado por íons de carga oposta. 
 
Ligação iônica 
 Dependendo da natureza do átomo as ligações feitas por ele são resultado dos elétrons 
serem cedidos, recebidos ou compartilhados. 
 A ligação química é classificada como: 
 Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. 
 Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. 
Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. 
 Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. 
 Considerando a reação entre o sódio e o cloro: 
 
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) ΔHºf = - 410,9 kJ/mol 
Aspectos energéticos da formação de compostos iônicos. 
 Duas propriedades atômicas indicam a facilidade com que a transferência eletrônica 
ocorre: a energia de ionização, que mostra a facilidade com que um elétron pode ser 
removido de um átomo; e a afinidade eletrônica, que mede a capacidade de um átomo de 
ganhar um elétron. 
Etapa 1 
Energia de Ionização Na Na+ 
 Etapa 2a Na+Cl- 
Afinidade ao elétron Cl Cl- 
e- 
Etapa 2b 
Fonte: T. Brown, H. E. Le May Jr.; B. 
E. Bursten, R. R. Burdge; “Química a 
Ciência Central”; tradução da 9a 
edição; Pearson Prentice Hall, 2005. 
Etapa 1a: energia de ionização do sódio = + 495 kJ/mol 
Etapa 1b: afinidade ao elétron do cloro = -348 kJ/mol 
Etapa 2a: formação de um mol pares iônicos = -449 kJ/mol 
 Variação total de energia = -302 kJ/mol 
 Energia reticular (Er): é a energia necessária para 
separar completamente um mol de um composto sólido 
iônico em íons no estado fundamental na fase gasosa. 
 NaCl(s)  Na+(g) + Cl-(g) 
Medida quantitativa da estabilidade de qualquer 
sólido iônico. 
Ciclo de Born-Haber 
Na(s) → Na(g) ΔHsub = + 92 kJ/mol 
 ½ Cl2(g) → Cl(g) ½ ED = ΔH = + 121 kJ/mol 
Na(g) → Na+(g) + e- EI = ΔH = + 496 kJ/mol 
Cl(g) + e- → Cl-(g) AE = ΔH = - 349 kJ/mol 
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ΔH = -771 kJ/mol 
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ΔHf = - 411 kJ/mol 
NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) Er = -ΔH = 771 kJ/mol 
 
Mg(g) → Mg+(g) + e- 1a EI = 738 kJ/mol 
Mg+(g) → Mg++(g) + e- 2a EI = 1450 kJ/mol 
Reação global: Mg(g) → Mg++(g) + 2 e- EI = 2188kJ/mol 
 
 Para formar o NaCl2 o ganho de energia não seria favorável; energia 
necessária para dois processos de ionização do Na é 5056 kJ/mol. 
 Ligação iônicas não são direcionais. 
Compostos iônicos são solúveis em água. No entanto, compostos como BaSO4 são 
insolúveis devido à forte atração existente entre os íons com carga – e +2. 
Os sólidos iônicos são quebradiços devido às forças de atração e repulsão: 
Não é possível empurrar um bloco de íons contra o outro. As forças repulsivas fazem com que o sólido se 
fragmente. 
Exemplo: Ca3(PO4)2 – nossos ossos resistem a grandes forças, mas se quebram. As cargas +2 e -3 fazem 
com que a atração entre os íons seja forte. 
 Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles tende a perder ou ganhar um 
elétron, eles compartilham pares de elétrons. 
 Tipo de ligação que ocorre entre não-metais, elementos que estão do lado direito superior da 
tabela periódica. 
 Os elétrons são mais ou menos igualmente distribuídos entre os átomos 
 Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. 
 
LIGAÇÃO COVALENTE 
Estruturas de Lewis 
 São estruturas que mostram a distribuição dos elétrons na molécula. Formam a base da 
linguagem simbólica usada para comunicação entre e pelos químicos. 
 Saber desenhar estruturas de Lewis nos auxilia a prever a geometria molecular, relacionar 
estrutura e propriedades e, finalmente, desenhar equações químicas. 
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Par de e- compartilhado ou par de ligação. 
Par de e- isolado. 
Guia para construir estruturas de Lewis: 
Contar todos os elétrons de valência dos átomos. No caso de um íon, adicionar um 
elétron para carga negativa ou subtrair um elétron para cada carga positiva. O número 
total de e- mostrados nas estruturas de Lewis = número total e- valência das contribuições 
de todos os átomos. 
Escolha o átomo central. O átomo com maior potencial de formas ligações é 
frequentemente uma boa escolha como átomo central. 
Coloque um par de elétrons em cada ligação; 
Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central; 
Coloque todos os elétrons adicionais no átomo central, em pares; 
Se o átomo central ainda possuir menos que um octeto, forme ligações múltiplas para 
que o átomo possua um octeto. 
Algumas considerações a respeito das estruturas de Lewis 
 A regra do octeto é obedecida apenas pelos elementos C, N, O e F. 
 Configuração eletrônica: [He] 2s2 2px 
 
 Elementos do bloco p e a partir do terceiro período da tabela periódica podem 
compartilhar mais de quatro pares de elétrons; há compostos onde o átomo central 
possui mais de 4 pares eletrônicos: expansão do octeto ou octeto expandido. 
 Configuração eletrônica: [Ne] 3s2 3px 3d0 
 
 Compostos onde o átomo central tem menos de oito elétrons. Existem compostos de 
boro onde este possui três pares eletrônicos (BF3). Isto influencia as propriedades 
químicas dos compostos. 
 
 Moléculas com número ímpar de elétrons. Ex: NO e NO2. 
Estruturas de ressonância 
 Muitas vezes uma molécula ou íon poliatômico não é representado por uma única 
estrutura de Lewis. 
 Na molécula de ozônio, as duas estruturas de Lewis possiveis têm uma ligação dupla e 
uma simples. A estrutura de ressonância representativa da molécula real tem duas 
ligações idênticas de caráter intermediário. 
 
O
O
O
O
O
O
Uma das estruturas possíveis para a molécula de benzeno foi proposta por Kekulé, mas 
esta estrutura não explica todas as observações experimentais: 
• reatividade química; 
• um único comprimento de ligação CC (139 pm), menor que a ligação C-C (154 pm) e 
maior que a ligação C=C (134 pm); e 
• existe somente um dicloro-benzeno onde os dois átomos de cloro estão ligados a 
carbonos adjacentes. 
Fonte: Atkins, Jones & Laverman “Princípios de Química”, 7ª 
edição, Bookman, 2018. 
 Quando mais de uma estrutura de Lewis é possível para uma molécula, cada estrutura 
contribui para a representação da molécula real. 
 As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, 
que é uma mistura entre várias possibilidades. 
 Híbrido de ressonância: estrutura formada pela combinação das estruturas 
contribuintes e única a representar a distribuição real dos elétrons pela 
molécula. 
 A molécula não oscila entre as diferentes estruturas
. 
Propriedades das ligações 
 Ordem de ligação: é o número de pares eletrônicos compartilhados pelos dois átomos 
ligados. 
 Ordem de ligação fracionária: moléculas ou íons poliatômicos que possuem estruturas 
de ressonância. 
• OL é a razão entre o número de pares compartilhados entre X-Y e o número de ligações X-Y na 
moléculas. O3 OL=1,5. 
O
O
O
O
O
O
 Energia de ligação: é a quantidade de energia liberada na formação de uma ligação 
química, com os componentes na fase gasosa. 
 Em geral se utiliza a energia de dissociação (ED), a qual é a energia necessária para o 
rompimento homolítico da ligação na molécula, com reagentes e produtos na fase 
gasosa. Como energia é transferida para a molécula, tem um valor positivo. 
 
• Quanto maior for a ED, significa que mais fortemente ligados estão os átomos. 
 
H3C-CH3 → H3C∙ + ∙CH3 
 Comprimento de ligação: é a distância entre os núcleos dos dois átomos ligados por 
uma ligação covalente. 
 O efeito da ordem de ligação é evidente comparando-se os comprimentos das ligações 
entre os mesmos átomos. 
 A medida que a densidade de elétrons entre os átomos ligados aumenta, os átomos se unem mais 
fortemente (energia de ligação aumenta) e os núcleos se aproximam. 
 O tamanho do átomo varia regularmente com a sua posição na tabela periódica. 
Quando se comparam ligações da mesma ordem, o comprimento de ligação é maior 
para átomos maiores. 
Distância de equilíbrio 
Fonte: Atkins, Jones & Laverman “Princípios de 
Química”, 7ª edição, Bookman, 2018. 
 Analogamente às energias de ligação, os raios covalentes são semelhantes, 
independentemente das moléculas formadas por esses átomos. 
 Raio covalente de um átomo = contribuição desse átomo para o comprimento da ligação. 
 O comprimento de ligação é a soma dos raios covalentes dos dois átomos unidos. 
 Ligação O-H = raio cov. O + raio cov. H = 37 pm + 66 pm= 103 pm. 
 O valor exato também depende da ordem de ligação: o raio covalente de um átomo em 
uma ligação múltipla é menor que aquele do átomo em uma ligação simples. 
 Em um período ou grupo da Tabela Periódica os raios covalentes seguem a tendência dos raios atômicos 
pelos mesmo motivos. 
Fonte: Atkins, Jones & Laverman “Princípios de Química”, 7ª edição, Bookman, 2018. 
 Em uma ligação formada por dois tipos diferentes de átomos, um deles pode atrair 
mais fortemente o par eletrônico da ligação. 
 Neste caso, os elétrons da ligação se deslocam para um dos átomos, o qual se torna uma 
região rica em densidade eletrônica negativa e adquire uma carga parcial negativa (δ-). Ao 
mesmo tempo, o átomo na outra extremidade se torna deficiente em elétrons e adquire 
uma carga parcial positiva (δ+). 
ELETRONEGATIVIDADE 
Fonte: Atkins, Jones ,“Princípios de Química”, 5ª edição, Bookman, 2012. 
Dipolo elétrico 
 Eletronegatividade (χ) de um átomo em uma molécula: é definida como a 
capacidade de um átomo ligado atrair para si o par de elétrons. 
 Uma escala de eletronegatividade permite decidir se uma ligação é polar, qual 
átomo numa ligação é rico em densidade eletrônica e se uma ligação é mais polar 
que outra. 
 
Fonte: Atkins, Jones & Laverman “Princípios de 
Química”, 7ª edição, Bookman, 2018. 
Robert Mulliken estabeleceu uma outra escala de eletronegatividade, considerando a 
média da EI e AE do elemento. Os valores encontrados são coerentes com os dados de 
Pauling. 
 Se a diferença de eletronegatividade entre os átomos é pequena, haverá cargas 
parciais pequenas, mas a medida que a diferença aumenta então as cargas parciais 
também crescem. Se a diferença for muito grande, um dos átomo pode ficar com a 
maior parte do par de elétrons; é como se ele tivesse se apropriado da maior parte do 
par compartilhado, como se tivéssemos um cátion e um ânion e nesta ligação o caráter 
iônico é considerável. 
 
 Número de oxidação: é a carga que o átomo teria se todas as suas ligações fossem 
completamente iônicas; como se todos os pares eletrônicos de ligação fossem 
totalmente transferidos para o átomo mais eletronegativo. Exemplos: C2O4
-2, MnO4
-. 
 
 Os números de oxidação não representam a carga real de um átomo em uma molécula. 
 
Números de oxidação e Cargas formais (CF): onde está a densidade 
eletrônica? 
 Carga formal (Cf): é a carga de um átomo supondo que todas as suas ligações são 
covalentes. 
 
 
A soma das cargas formais de cada átomo deve ser igual à carga do íon. 
 
 A carga formal fornece uma indicação da extensão da perda ou do ganho de elétrons 
por um átomo no processo de formação da ligação covalente. 
 Átomos nas moléculas (ou íons poliatômicos) devem ter cargas formais tão pequenas 
quanto possível; 
 Uma molécula (ou íon) é mais estável quando qualquer carga negativa está sobre o 
átomo mais eletronegativo. 
 É importante ter em mente que cargas formais não representam cargas reais nos 
átomos, elas são apenas uma convenção.