QGI - AULA 03 - Ligações Quimicas

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Ligações Químicas
AULA 03
Lewis, Teoria do Octeto, 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
PROFESSOR NELSON ALENCAR
Um Pouco de História!!!
O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento da Tabela
Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para explicar a formação
de moléculas e outros compostos.
O fato que de todos os elementos da tabela periódica, somente os gases
nobres encontram-se no estado isolado, ou seja, não se ligam a outros
átomos, levou a Kossel e Lewis em 1916, criarem uma REGRA para essas
ligações químicas e nomearam de TEORIA DO OCTETO.
VISOES DE LEWIS
 O Gases Nobres existem na natureza, na forma de átomos isolados, devido
a uma ESTABILIDADE.
 essa Estabilidade deve ser pelo fato de terem 8 elétrons na ultima
camada, exceto o Hélio que apresenta somente 2.
 Os átomos dos outros elementos químicos só existem ligados na natureza,
isto somente ligados que apresentam ESTABILIDADE.
Gilbert Newton LEWIS
1875 – 1946
A Teoria
DESORDEM, ENTROPIA E ESTABILIDADE QUIMICA
Exemplos
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO COVALENTE
Na Cl Cl Cl
Exceções à Teoria do Octeto
 Moléculas com número ímpar de elétrons
NO, que tem um total de onze elétrons de valência. Não é possível emparelhar
completamente os elétrons, e não se pode completar o octeto de pelo menos
um dos átomos.
 Átomos com menos do que o octeto
Este caso ocorre especialmente na formação de compostos com boro (B)
e berílio (Be). O exemplo típico é a molécula de BF3. O B pertence ao
grupo 3A, e o F, ao 7A. Dessa forma, a molécula de BF3 tem 24 elétrons de
valência
 Átomos com mais do que o octeto
Este é, de longe, o caso mais importante e mais freqüente de violação da regra
do octeto. Ocorre quando o átomo central pertence aos períodos mais altos
da Tabela Periódica (do terceiro em diante). A possibilidade de elétrons
estarem em (ou ocuparem) orbitais d ou f permite que a última camada do
átomo central possa ser completada com mais de oito elétrons.
Classificação das Ligações Químicas
Tipos de 
ligações
INTERATÔMICAS
INTERMOLECULARES
Iônica
Metálica
Covalente
Ligações de H
Forças de VDW
Ligações Iônicas
 Como o próprio nome já diz a ligação iônica ocorre com a formação de íons.
 A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática.
 Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe.
 O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade.
 Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio
OBS: Compostos iônicos não existem como moléculas!
Um cristal de cloreto de sódio é composto de muitos íons Na+ e Cl . Sob condições normais
não podemos isolar uma única unidade de NaCl, portanto uma “molécula” de NaCl não existe!
Explicando melhor ...
e- e-
Fórmula Eletrônica e Molecular
Ligações Covalentes
 É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons
em suas últimas camadas.
 Somente o compartilhamento é que pode assegurar que estes átomos atinjam a
quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas.
 Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par
compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos.
 Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e
hidrogênio.
Tipos de Ligaçoes Covalentes
 Ligações simples, Duplas e triplas
 Se o par de elétrons é constituído por um eletron de cada átomo 
envolvido, a ligação é dita covalente Normal
 Se o par de elétrons é cedido por apenas um dos átomos a ligação é dita 
covalente dativa ou coordenada.
Exemplos
As possíveis ligações dos elementos dos 
grupos 14, 15, 16 e 17 
Ligações Simples, Duplas e Triplas Ocorrência de Ligação Dativa
Ligações covalentes Polares e Apolares
 Nas ligações covalentes os electrões poderão ser partilhados de forma igual ou de forma
diferente, dependendo da capacidade de atrair os electrões de cada átomo
 LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR – os átomos atraem os electrões da mesma forma e a nuvem
electrónica é simétrica (ex: H2, O2, F2) (NÃO SOBRA ELÉTRONS NO ÁTOMO CENTRAL) momento dipolo = 0
 LIGAÇÃO COVALENTE POLAR – um dos átomos da ligação atrai os electrões mais intensamente do que o
outro átomo o que provoca uma nuvem electrónica assimétrica , com um pólo positivo (+) e um pólo
negativo (-). (ex: HF, CO, H2O) (SOBRA ELÉTRONS NO ÁTOMO CENTRAL) momento dipolo ≠ 0
Compostos Iônicos vs. Covalentes
Ligações Sigma ()
 É uma ligação entre dois orbitais s ou um orbital s e um p ou ainda entre
dois orbitais p que se interpenetram frontalmente.
 A primeira ligação a ser formada é um sigma, porque os dos orbitais que
estiverem mais próximos um do outro se interpenetram frontalmente.
Ligação Pi ()
 são ligações químicas covalentes, nas quais dois lóbulos de um orbital
eletrônico interseccionam dois lóbulos de outros orbitais eletrônicos.
 Apenas um dos planos nodais daquele orbital passa pelos núcleos
envolvidos na ligação.
 É a ligação característica de compostos com duplas ou triplas ligações
Ligações Metálicas
 É a ligação química que ocorre nos METAIS e nas LIGAS METÁLICAS.
 Devido os metais apresentarem baixa energia de ionização e alta
eletropositividade, possuem grande facilidade em perder elétrons da sua camada
de valência, formando cátions.
 Temos então uma estrutura formada por cátions fixos cercados por um "MAR DE
ELÉTRONS" provenientes da camada de valência.
Os metais são bons condutores de eletricidade por causa da facilidade com que os elétrons
se movimentam, pois se encontram livres. E isso ocorre porque os metais têm baixa energia
de ionização, ou seja, a atração sobre os elétrons é baixa.
Exemplos
Aço é uma liga metálica formada essencialmente por
ferro e carbono, com percentagens deste último variáveis
entre 0,008 e 2,11%.
Bronze é uma liga metálica que tem como base o cobre
e o estanho e proporções variáveis de outros elementos
como Zn, Al, Sb, Ni, P e Pb, entre outros.
Latão é uma liga metálica de Cu e Zn com percentagens
deste último entre 3% e 45%. Pequenas quantidades de
outros elementos (Al, Sn, Pb ou As) para potenciar algumas
das características da liga.
Forças Intermoleculares
 Propriedades físicas como ponto de fusão, ponto de ebulição, pressão de vapor,
evaporação, viscosidade, tensão superficial, e solubilidade estão relacionadas com a
intensidade das forças atrativas entre as moléculas. Estas forças atrativas são
denominadas de Forças Intermoleculares.
Forças Intermoleculares
 A ligação covalente que mantem a molécula unida é uma força 
intramolecular.
 A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
 Forças intermoleculares são muito mais fracas que forças intramoleculares.
 Quando uma substancia entra em ebulição, são quebradas as forças 
intermoleculares e não as intramoleculares
 Exemplo: HCl força Intermolecular = 16 KJ/mol
força intramolecular = 431 KJ/mol
Ligações de Hidrogênio
 As interações de Hidrogenio ocorrem sempre que o hidrogênio estiver se 
ligando a elemento muito eletronegativo, com par de elétrons livre.
Exemplos:
Forças de van der Waals
 Nome dado em homenagem ao cientista holandês Johannes Diderik van
der Waals, é a soma de todas forças atrativas ou repulsivas, que não sejam
forças devidas a ligações covalentes entre moléculas (ou entre partes da
mesma molécula) ou forças devido à interação eletroestática de íons.
Johannes diderik
VAN DER WAALS
1837 – 1923 
A lagartixa adere à superfície por meio de forças de Van der Waals
produzidas pelos milhões de pequenos filamentos de seus dedos.
Tipos de Forças de van der Waals
Íon-dipolo permanente
Atraçãoentre um íon e uma molécula polar
(dipolo).
Íon-Dipolo induzido
+ 
Um íon se aproxima de uma molécula apolar.
Neste momento, não há separação de cargas
na molécula. Quando a aproximação for efetiva,
a molécula apolar, por indução, gerará um
dipolo.
Tipos de Forças de van der Waals
Dipolo permanente-Dipolo permanente
Dipolo permanente-Dipolo induzido
Dipolo induzido-Dipolo induzido
Comparativo entre as forças de ligação