ligações quimicas1

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UNIDADE 3 – Ligações Químicas 
3.1. Introdução 
 Durante o século XIX, início do século XX, foram feitas importantes 
descobertas que culminaram com o desenvolvimento da Teoria Atômica moderna. 
 Nesse mesmo período, juntamente com um maior conhecimento dos átomos, 
algumas perguntas surgiram: 
Por que os átomos se ligam? 
Como os átomos se ligam? 
Que forças mantêm as moléculas unidas? 
 Para explicar esses e outros conhecimentos, é necessário conhecer como 
ocorrem as “Ligações Químicas”. 
 
3.2. Ligações Químicas: Regra do Octeto 
 As primeiras explicações para a natureza das ligações químicas basearam-se na 
satisfação da Regra do Octeto, ou seja, “os átomos são estáveis se tiverem a mesma 
configuração eletrônica do gás nobre mais próximo”, para a maioria dos átomos, 8 
elétrons na última camada. Os átomos que não possuem essa configuração reagem entre 
si com o objetivo de adquiri-la. Para isso poderão doar, receber ou compartilhar 
elétrons. Foram propostos dois tipos principais de ligações químicas: 
Ligações iônicas: quando ocorre transferência de elétrons de um átomo para outro, e; 
Ligações covalentes: quando dois átomos compartilham um ou mais pares de elétrons. 
 O principal fator que determinará o tipo de ligação entre dois átomos é a sua 
diferença de Eletronegatividade (ver quadro abaixo). Átomos com diferença de 
eletronegatividade muito grande tenderão a realizar ligações iônicas entre si, enquanto 
que diferenças pequenas levarão à obtenção de ligações covalentes. 
 
Eletronegatividade 
Eletronegatividade é a habilidade de um átomo em atrair elétrons 
Ela aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima na tabela periódica (exceto 
gases nobres) 
O flúor é o elemento mais eletronegativo 
(Solomons, 8ª Ed.) 
 
3.2.1. Ligações Iônicas 
 Considerando os valores dos potenciais de ionização e afinidade eletrônica dos 
elementos químicos, vemos que aqueles situados à esquerda na Tabela Periódica 
possuem uma eletronegatividade muito baixa, e consequentemente um baixo poder para 
atrair elétrons para si, um baixo potencial de ionização. Se observarmos sua 
configuração eletrônica percebemos que eles atingem facilmente a configuração de um 
gás nobre perdendo um ou dois elétrons. No outro extremo da Tabela Periódica, do lado 
direito, temos os elementos com os maiores valores de eletronegatividade, alta afinidade 
eletrônica, com alto poder de atração de elétrons. Suas configurações eletrônicas 
mostram que para atingirem a configuração ideal devem receber elétrons. Quando 
átomos desses elementos se encontram, formam-se Ligações Iônicas. Os átomos 
ganham ou perdem elétrons para atingir a configuração eletrônica do gás nobre mais 
próximo 
No processo, os átomos tornam-se iônicos, os íons resultantes de cargas opostas 
atraem-se e formam ligações iônicas 
Exemplo 
O lítio perde um elétron (para adquirir a configuração do hélio) e torna-se positivamente 
carregado 
O flúor ganha um elétron (para adquirir a configuração do neônio) e torna-se 
negativamente carregado 
O lítio positivamente carregado e o flúor negativamente carregado formam uma ligação 
iônica forte 
 
 
3.2.2. Ligações Covalentes 
 Quando dois átomos do mesmo elemento, ou de elementos com 
eltronegatividades semelhantes (próximos um ao outro na tabela periódica) reagem 
entre si, a diferença de eletronegatividade é insuficiente para que ocorra a transferência 
completa de elétrons de um átomo para outro. Para que os átomos possam atingir a 
configuração eletrônica ideal, atendendo à regra do Octeto, ocorrerá o 
compartilhamento dos elétrons de valência. A esse compartilhamento chamamos de 
Ligação Covalente. Ligações covalentes dão origem a Moléculas. Para representar 
essas moléculas usamos fórmulas de pontos, indicando os elétrons de 
valência(estruturas de Lewis), ou fórmulas de traços, onde cada traço representa um par 
de elétrons. 
Ex.: 
 
 
 
Escrevendo Estruturas de Lewis 
Átomos ligam-se utilizando seus elétrons de valência 
O número de elétrons de valência de um átomo é igual ao número de sua família na 
tabela periódica 
O carbono está no grupo 4A e tem 4 elétrons de valência 
O hidrogênio está no grupo 1A e tem 1 elétron de valência 
O oxigênio está no grupo 6A e tem 6 elétrons de valência 
O nitrogênio está no grupo 5A e tem 5 elétrons de valência 
Para construir moléculas os átomos são desenhados com o número correto de elétrons 
de valência 
Se a molécula é um íon, elétrons são adicionados ou subtraídos para dar a carga correta 
ao íon 
A estrutura é escrita de modo a que satisfaça a regra do octeto 
Se necessário, ligações múltiplas são utilizadas para que todos os átomos satisfaçam a 
regra do octeto 
 
 
O íon carbonato, com 24 elétrons de valência e duas cargas negativas deve incorporar 
uma dupla ligação para satisfazer a regra do octeto para cada átomo 
 
 
As moléculas orgânicas eteno (C2H4) e etino (C2H2) devem também utilizar ligações 
múltiplas para satisfazer a regra do octeto 
 
 
 
3.2.2.1. Mudanças energéticas na formação da ligação covalente 
A molécula de hidrogênio (H2) é uma das moléculas mais simples que existem, e por 
isso, ideal para ilustrar as forças envolvidas na interação covalente entre dois átomos. A 
Figura 1 traz uma curva de energia potencial (Ep) x distância internuclear mostrando a 
variação de energia para a formação da molécula de H2. 
 
Figura: Curva de energia potencial para o H2. 
Quando os dois átomos estão isolados, não ocorre interação entre eles, e a 
energia total será nula (Ep = 0), não há sem interação covalente. 
Com a aproximação, os elétrons dos dois átomos são atraídos pelos dois núcleos, 
e aumenta a densidade eletrônica entre os núcleos. A energia total diminui, até atingir 
um valor mínimo, que para a molécula H2, é de -458KJ/mol a uma distância internuclear 
de 0,074 nm. Essa distância é chamada de comprimento de ligação. Se aproximarmos 
mais os átomos, ocorrerá um rápido aumento na energia. Para afastá-los (quebrar a 
ligação) é necessário fornecer energia equivalente a 458KJ/mol. Então essa é a Energia 
de Ligação para a molécula H2. 
 
3.2.3. Exceções à Regra do Octeto 
A regra do octeto aplica-se somente à átomos do segundo período da tabela periódica 
(C, O, N, F) os quais estão limitados a elétrons de valência nos orbitais 2s e 2p 
No segundo período, alguns átomos comportam menos de oito elétrons 
Exemplo: BF3 
 
Em períodos maiores, os orbitais d estão acessíveis e mais que 8 elétrons são possíveis 
Exemplo: PCl5 and SF6 
 
 
3.2.4. Ressonância 
A estrutura de Lewis é um resumo esquemático do papel representado pelos elétrons 
de valência na molécula. Algumas vezes, entretanto, não é possível representar uma 
partícula com uma única, estrutura de Lewis. 
 
Como exemplo, vamos considerar a molécula ozônio, O3. Para desenhar a estrutura de 
Lewis dessa molécula, cada átomo de O contribui com 6 elétrons. Podemos desenhar duas 
estruturas diferentes para o ozônio: 
 
 Mas evidências experimentais mostram que nenhuma dessas estruturas está 
totalmente correta, pois esperaríamos que uma ligação dupla tivesse um comprimento 
menor que a simples. O que se observa são duas ligações do mesmo comprimento e com 
valor intermediário entre uma ligação dupla e uma simples. Para explicar esse fato 
consideramos a Ressonância. Sempre que duas ou mais estruturas de Lewis são possíveis 
para uma molécula, variando-se somente a posição dos elétrons, essas estruturas deverão ser 
consideradas para a representação da molécula. O composto resultante será um híbrido de 
ressonância, com a contribuição de todas as estruturas. No caso de nosso exemplo, O3, com 
duas formas de ressonância, as duas formas são escritas lado a lado, com uma seta de duas 
pontas entre elas. 
 
A estrutura da molécula de ozônio é conhecida como um híbrido de ressonância das 
formas I e II, ou seja, é uma forma intermediária entre I e II e não pode ser representada 
satisfatoriamentepor uma simples estrutura de Lewis. Cada ligação O-O não é simples, nem 
dupla, é intermediária. 
 
3.2.5. Carga Formal 
A carga formal de um átomo é a carga que um átomo teria se todos os pares de 
elétrons fossem compartilhados por igual, isto é, se todas as ligações fossem não polares. A 
primeira etapa na atribuição da carga formal a átomos ligados consiste em escrever a 
estrutura de Lewis para a molécula ou íon poliatômico. Cada elétron de valência é atribuído 
ao átomo apropriado de acordo com as seguintes regras: 
1. Atribua ambos os elétrons de cada par solitário ao seu átomo, 
2. Divida cada par compartilhado, atribuindo um elétron para cada átomo ligado pelo par. 
Para obter a carga formal de um átomo, subtraia o número de elétrons de valência 
que o átomo parece ter, de acordo com as instruções anteriores do número de elétrons do 
átomo isolado. A diferença é a carga formal, isto é, a carga que um átomo teria caso todas 
as suas ligações fossem não-polares. Em outras palavras, 
 
A soma das cargas formais dos átomos de uma molécula é igual a zero, e a de um 
íon, igual à carga do íon.