Aula_4_ligacoes_quimicas_parte1-2013

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Ligações Químicas 
 
Aula 4 
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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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3 
Grafite Diamante 
nanotubos de carbono 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS: Ex. Carbono (C) 
 Fulereno 
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4 4 
 Foi descoberto em 1991 por Dr. Sumio 
Iijima, Professor na Universidade de 
Meijo 
 São 100 mil vezes mais finos que um 
fio de cabelo 
 A espessura é de apenas um átomo 
 O diâmetro é de cerca de um 
nanômetro — a bilionésima parte do 
metro 
 Possuem a maior resistência mecânica 
dentre todos os materiais conhecidos 
— não quebram nem deformam 
quando dobrados ou submetidos à alta 
pressão. 
 Destacam-se também como dos 
melhores condutores de calor que 
existem e, para completar, podem ser 
capazes de transportar eletricidade 
nanotubos de carbono 
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Como os diferentes tipos de ligações químicas podem explicar 
as propriedades físicas e químicas das substâncias? 
Obs.: diferença entre: 
 Ligações químicas: ligações entre átomos (ou íons). 
 Ligações (ou forças ou interações) intermoleculares: ligações (ou 
interações) entre moléculas ou entre íons e moléculas. São bem mais 
fracas que as ligações químicas. 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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Exemplo: Como explicar os estados físicos da matéria em 
termos de ligações químicas (ou interações intermoleculares)? 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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Outras questões que podem ser respondidas, a partir da 
compreensão das ligações químicas: 
 
 Por quê o fosfato de cálcio é tão duro que a natureza o 
adotou para a formação dos ossos? 
 Por quê é tão difícil fazer compostos a partir do 
nitrogênio do ar? 
 Como podemos fazer aviões e foguetes mais fortes e 
leves? 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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Formação de ligação química entre dois átomos ocorre 
se: 
 arranjo resultante de seus núcleos e elétrons tem 
energia mais baixa do que a energia total dos átomos 
separados. 
 
 
 
Há mudanças nas posições dos elétrons de valência 
dos átomos. 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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Elétrons de Valência 
• Os elétrons em um átomo se dividem em: elétrons de valência 
e elétrons do caroço (core, + internos). 
• Os elétrons de valência são os elétrons da camada mais 
externa. Eles determinam as propriedades químicas de um 
átomo porque as reações químicas resultam na perda, ganho ou 
rearranjo desses elétrons 
Elemento Configuração Camada de valência 
Na [Ne] 3s1 3s1 
Si [Ne]3s23p2 3s23p2 
As [Ar]3d104s24p3 4s24p3 
Co [Ar]3d74s2 3d74s2 
• Elétrons nas camada d totalmente preenchida são elétrons internos 
(do caroço) 
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Conhecimento da estrutura eletrônica dos átomos permite: 
prever a ocorrência de ligações químicas, os tipos de 
ligações e o número de ligações. 
Classificação das ligações químicas: 
 ligações iônicas; 
 ligações covalentes; 
 ligações metálicas; 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
aula_4_EM_2011 11 
Materiais metálicos (laranja) 
Materiais poliméricos não-porosos (azul escuro) 
Materiais poliméricos porosos (espumas) (azul claro) 
Materiais poliméricos medianamente porosos (azul 
intermediário) 
Materiais cerâmicos de alta tecnologia (vermelho) 
Materiais cerâmicos tradicionais (salmão) 
Materiais metálicos: ligações 
metálicas 
Materiais poliméricos: ligações 
covalentes e interações 
intermoleculares 
Materiais cerâmicos: ligações 
covalentes e iônicas 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
aula_4_EM_2011 12 
Iônico Molecular Covalente Metálico 
Unidades nos 
pontos reticulares 
Íons positivos e 
negativos 
 
Moléculas 
 
Átomos 
 
Íons positivos 
Forças de ligação 
entre as unidades 
 
Ligações iônicas 
*Forças 
dipolo-dipolo 
Forças de 
London 
 
Covalente 
Atração entre 
o “mar” 
elétrons e os 
íons positivos 
Dureza Razoavelmente 
duro, quebradiço 
Mole Muito duro Mole a duro 
Ponto de fusão Razoavelmente 
alto 
Baixo Muito alto Médio a alto 
Condutividade 
elétrica 
Baixa Baixa Baixa Boa a ótima 
Exemplos NaCl 
K2CO3 
(NH4)2SO4 
Na3PO4 
CO2 
C6H6 
H2O 
CH4 
SiC 
SiO2 (quartzo) 
C(diamante) 
Al2O3 
Na 
Ag 
Fe 
W 
Ligações e propriedades dos sólidos 
* forças intermoleculares 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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Tipo de 
sólido 
Substância Energia 
reticular(kJ.mol-1) 
Ponto de fusão 
(0C) 
 
Iônico 
NaCl 
CaF2 
CaO 
788 
2590 
3520 
821 
1423 
2614 
 
Molecular 
H2 
CH4 
CO2 
0,8 
 9 
25 
-259 
-182 
-78(sublima) 
 
Covalente 
C (grafite) 
SiC 
SiO2 (quartzo) 
714 
1235 
1865 
3600 
2700 (sublima) 
1610 
 
Metálico 
Na 
Ag 
Cu 
108 
285 
340 
98 
962 
1083 
Energias reticulares e pontos de fusão 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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Formação de ligação química 
 
 maior estabilidade 
 
energia potencial mínima 
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Força e energia potencial interatômica em função 
da separação interatômica 
ou FT 
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Força resultante entre os dois átomos da ligação química: 
FT = FA + FR 
 
No equilíbrio: FA + FR = 0 
 
 
 distância internuclear de equilíbrio = ro 
 
A energia potencial é expressa como: 
 
 
Para sistemas atômicos: 
 
 
EA = energia de atração, ER = energia de repulsão, E = energia resultante entre os dois 
átomos 
 
Curva de energia potencial  somatória das curvas de energia de atração e de repulsão. 
 
No equilíbrio, energia potencial é mínima: E = Eo  energia de ligação (ou energia de 
dissociação) 
 FdrE
RA
r
R
r
A
r
EEdrFdrFFdrE  

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 A explicação para a formação da ligação química foi 
desenvolvida, em 1916, pelo físico alemão Walther Ludwig 
Julius Kossel (1888-1956) e pelo químico norte-americano 
Gilbert Newton Lewis (1875-1946), em trabalhos 
independentes e publicados, respectivamente, no Annalen 
de Physik 49, p. 229 e Journal of the American Chemical 
Society 38, p. 762. 
 Para Kossel e Lewis, a valência química, isto é, a 
capacidade de combinação dos elementos químicos, se 
devia a um par de elétrons que era compartilhado 
pelos átomos desses elementos. 
G. N. Lewis 
1875 - 1946 
Valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de 
elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar 
para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás 
nobre de número atômico mais próximo. 
Valência – conceito introduzido por Kekulé e Couper 
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Símbolos (ou estruturas) de Lewis para os elementos 
 símbolo do elemento é circundado por um número de pontos, 
correspondentes ao número de elétrons na camada de valência do 
átomo. 
 a camada interna não é escrita, pois ela está completa, 
correspondendo à configuração de um gás nobre. 
 os elétrons são colocados um de cada vez, ocupando os quatro 
lados em torno do símbolo e são colocados emparelhados, se 
necessário. 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
aula_4_EM_2011 19 
Família do elementos representativos da Tabela Periódica  
fornece o número de elétrons na camada de valência 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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1. Desenhe o esqueleto da estrutura do composto 
mostrando quais átomos estão ligados um ao outro. 
Coloque o elemento menos eletronegativo no centro. 
2. Conte o número de e- de valência. Adicione 1 para cada 
carga negativa. Subtraia 1 para cada carga positiva. 
3. Complete o octeto para todos os átomos excetopara 
hidrogênio. 
4. Se a estrutura contém muitos elétrons, forme dupla e 
tripla ligações no átomo central, se necessário. 
Escrevendo Estruturas de Lewis 
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Escreva a estrutura de Lewis do trifluoreto de nitrogênio (NF3). 
Etapa 1 – N é menos eletronegativo que F, coloque N no centro 
F N F 
F 
Etapa 2 – Conte os elétrons de valência N - 5 (2s22p3) and F - 7 (2s22p5) 
5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência 
Etapa 3 – Desenhe ligações simples entre os átomos de N e F e complete 
 os octetos sobre os atomos de N e F . 
Etapa 4 - Cheque se todos os e- na estrutura são iguais ao numero de e- 
de valência? 
3 ligações simples (3x2) + 10 pares isolados (10x2) = 26 elétrons de valência 
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Escreva a estrutura de Lewis do íon carbonato (CO3
2-). 
Etapa 1 – C é menos eletronegativo que O, coloque C no centro 
O C O 
O 
Etapa 2 – Conte os elétrons de valência C - 4 (2s22p2) e O - 6 (2s22p4) 
 -2 cargas – 2e- 
4 + (3 x 6) + 2 = 24 elétrons de valência 
Etapa 3 – Desenhe ligações simples entre C e O e complete 
 octeto sobre os átomos de C e O. 
Etapa 4 - Cheque se todos os e- na estrutura são iguais ao numero de e- 
de valência? 
3 ligações simples (3x2) + 10 pares isolados (10x2) = 26 elétrons de valência 
Etapa 5 - Para muitos elétrons, forme duplas ligações e reconte o numero de e- 
2 ligações simples (2x2) = 4 
1 ligação dupla = 4 
8 pares isolados (8x2) = 16 
Total = 24 
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Li + F Li+ F - 
Ligação Iônica 
1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6 [He] [Ne] 
Li Li+ + e- 
e- + F F - 
F - Li+ + Li+ F - 
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Energia reticular (E) aumenta 
conforme Q aumenta e/ou 
Conforme r diminui. 
Composto energia reticular 
MgF2 
MgO 
LiF 
LiCl 
2957 
3938 
1036 
853 
Q= +2,-1 
Q= +2,-2 
r F < r Cl 
Energia Eletrostática (Retículo) 
E = k 
Q+Q- 
r 
Q+ é a carga do cátion 
Q- é a carga do anion 
r é a distância entre os íons 
Energia Reticular (E) é a energia requerida para separar 
completamente 1 mol do sólido iônico em íons gasosos. 
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Ciclo de Born-Haber para determinar a Energia Reticular 
DHtotal = DH1 + DH2 + DH3 + DH4 + DH5 
o o o o o o 
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Uma ligação covalente é uma ligação química na qual dois 
ou mais elétrons estão compartilhados por dois átomos. 
Por que dois átomos deveriam compartilhar elétrons? 
F F + 
7e- 7e- 
F F 
8e- 8e- 
F F 
F F 
Estrutura de Lewis do F2 
Pares 
isolados 
Pares 
isolados 
Pares 
isolados 
Pares 
isolados 
Ligação covalente simples 
Ligação covalente simples 
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8e- 
H H O + + O H H O H H or 
2e- 2e- 
Estrutura de Lewis da água 
Ligação dupla – 2 átomos compartilham 2 pares de elétrons 
Ligação covalente simples 
O C O ou O C O 
8e- 8e- 8e- double bonds Dupla ligação 
Ligação tripla – 2 átomos compartilham 3 pares de elétrons 
N N 
8e- 8e- 
N N 
Ligação tripla 
triple bond 
ou 
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Tipo de 
Ligação 
Compriment
o de ligação 
(pm) 
C-C 154 
CC 133 
CC 120 
C-N 143 
CN 138 
CN 116 
Comprimento de ligações covalentes 
Comprimento de ligação 
Ligação tripla < ligação dupla < ligação simples 
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H F F H 
Ligação covalente polar ou ligação polar é uma 
ligação covalente com densidade maior de elétrons 
em torno de um dos dois átomos 
Região rica em elétrons 
Região pobre 
em elétrons Rico e- Pobre e- 
d+ d- 
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Eletronegatividade é a habilidade do átomo em 
atrair para si os elétrons em uma ligação química. 
Afinidade eletrônica - mensurável, Cl é maior 
Eletronegatividade - relativa, F é maior 
X (g) + e
- X-(g) 
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aula_4_EM_2011 34 
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Covalente 
compartilha e- 
Polar Covalente 
Transferência parcial de 
e- 
Iônica 
transfere e- 
Aumentando a diferença na eletronegatividade 
Classificação das ligações pela diferença de eletronegatividade 
Diferença Tipo de Ligação 
0 Covalente 
 2 Iônica 
0 < and <2 Covalente polar 
aula_4_EM_2011 36 
Classifique as seguintes ligações como iônica, covalente polar, 
ou covalente: A ligação em CsCl; a ligação em H2S; e a ligação NN 
em H2NNH2. 
Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iônica 
H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 covalente polar 
N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente 
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Regra do octeto Gases nobres energia de ionização elevada 
 afinidade eletrônica baixa 
 
são os únicos elementos que existem como átomos isolados, estáveis. 
A configuração eletrônica da camada de valência (exceto para o He) é 
ns2np6 (oito elétrons)  está ligada a estabilidade  átomos tendem a 
perder, ganhar ou compartilhar elétrons para ficar com essa 
configuração eletrônica (ficar com o octeto completo). 
Ex.: Cl configuração eletrônica : 1s22s22p63s23p5 
Completa o octeto ganhando 1 e 
Cl- 1s22s22p63s23p6 Não metais que têm a camada de valência quase 
completa, tendem a ganhar elétrons para 
completar o octeto. Ex.: alguns elementos da 
família 6A, 7A 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
aula_4_EM_2011 38 
Ligações iônicas 
Interações eletrostáticas 
Ligação não-direcional 
(Interações multidirecionais) 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
NaCl 
a magnitude da ligação é igual em todas as 
direções ao redor de um íon. 
aula_4_EM_2011 39 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 ocorre através da transferência de elétrons de um átomo para 
outro. 
 
 
 
 há atração eletrostática entre os íons positivos e negativos 
formados. (aproximação de esferas com cargas opostas) 
 forma-se entre metais com poucos elétrons na camada de 
valência e baixa E. I. (têm tendência a perder elétrons) e não 
metais com E. I. relativamente alta e A. E. elevada (têm 
tendência a receber elétrons) 
 Metais com menores E. I.: alcalinos e alcalino-terrosos 
 Não metais com maiores A. E. : elementos das famílias 6A e 7A 
 22 
aula_4_EM_2011 40 
Cátions formados por 
elementos com baixa 
energia de ionização 
Ânions formados por 
elementos com elevada 
afinidade eletrônica 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
aula_4_EM_2011 41 
 
Ex.: Na configuração eletrônica : 1s22s22p63s1 
 
 
 
 Na+ 1s22s22p6 
 
 
perde 1e para ficar com a 
camada anterior com octeto 
completo 
Símbolos de Lewis para a formação de íons Na+ e Cl-: 
 Na  Na+ + e- 
 
Metais alcalinos e alcalino-terrosos têm tendência a 
perder elétrons para ficar com o octeto completo 
Cl + e- Cl 
- 
Obs.: apenas os elétrons da C. V. do Na no estado 
fundamental são indicados. 
O que ocorre no caso de metais (que têm A. E. e E. I. baixas e poucos elétrons na C. V.)? 
aula_4_EM_2011 42 
Ex.: Na e Cl formam ligação iônica? 
o átomo de sódio perde um elétron, formando um cátion (espécie com carga positiva) 
 Na (1s22s22p63s1)  Na+ (1s22s22p6) + é 
 ou: 
 Na  Na+ + e- 
 
o átomo de cloro ganha um elétron, formando um ânion (espécie com carga negativa) 
Cl (1s22s22p63s23p5) + é  Cl- (1s22s22p63s23p6) cloreto 
ou:Configuração 
eletrônica 
E. I. (kJ.mol-1) A. E. (kJ.mol-1) 
Na 1s22s22p63s1 494 52,9 
Cl 1s22s22p63s23p5 1251 349 
Cl + e- Cl 
- 
aula_4_EM_2011 43 
aula_4_EM_2011 44 
 Pensando, inicialmente, na formação de íons Na+ e Cl- a partir de átomos de Na e Cl no 
estado gasoso: 
i) Nao(g)  Na
+
(g) + e DH = +494 kJ.mol
-1 (= E. I. do Na) 
ii) Clo(g) + e  Cl
-
(g) DH = -349 kJ.mol
-1 (= A. E. do Cl) 
 DH1 = +145 kJ.mol
-1 aumento de energia: desfavorável !!! 
 
Há atração eletrostática entre os íons Na+ e Cl-, segundo a lei de Coulomb, formando o 
par iônico Na+Cl-g) no estado gasoso : 
 iii) Na+(g) + Cl-(g)  Na+Cl-(g) DH2 = - 552 kJ.mol
-1 (energia de atração eletrostática) 
 
Portanto, DH global = (+145 + (-552)) kJ.mol-1 = -407 kJ.mol-1  houve diminuição de 
energia  processo favorável !!! 
LIGAÇÕES QUÍMICAS