Ligações Químicas I

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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Profª. Cláudia Cunha
ELÉTRONS DE VALÊNCIA 
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Os elétrons de um átomo podem ser divididos em dois 
grupos:
1) Elétrons da camada mais interna;
2) Elétrons de valência – são aqueles da camada mais 
externa de um átomo; eles determinam as 
propriedades químicas do átomo, porque as reações 
químicas resultam da perda, ganho ou rearranjo desses 
elétrons.
ELÉTRONS DE VALÊNCIA 
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Elemento Grupo 
Periódico 
Elétrons 
Internos 
Elétrons de 
Valência 
Configuração 
Total 
Na (Z=11) 1 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 3s1 [Ne] 3s1 
Si (Z=14) 14 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 3s2 3p2 [Ne] 3s2 3p2 
As (Z=33) 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
3d10 = [Ar] 3d10 
4s2 4p3 [Ar] 3d10 4s2 
4p3 
 
SIMBOLOS DE LEWIS 
G. N. Lewis (1875-1946) representou os elétrons na 
camada de valência de um átomo por pontos, 
colocados um de cada vez em torno do símbolo.
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SIMBOLOS DE LEWIS 
O arranjo dos elétrons de valência 
em torno de um átomo em quatro 
grupos sugere que a camada de 
valência de um elemento principal 
do grupo pode acomodar um 
máximo de quatro pares de 
elétrons.
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Como esse arranjo representa um total de oito elétrons, 
o chamamos de octeto de elétrons.
FORMAÇÃO DE LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Quando uma reação química ocorre entre dois átomos, 
seus elétrons de valência reorganizam-se de modo que 
uma força atrativa – ligação química – ocorra entre 
átomos.
Há dois tipos gerais de ligação:
- Iônica
- Covalente
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LIGAÇÃO IÔNICA 
É formada quando um ou mais elétrons são 
transferidos de um átomo para outro, criando íons 
positivos e negativos.
Ou seja, quando uma ligação iônica se forma, um 
átomo perde elétrons e outro os recebe até que ambos 
atinjam a configuração de um gás nobre.
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LIGAÇÃO IÔNICA 
Quando o sódio e o cloro reagem, um elétron é
transferido de um átomo de sódio para um átomo de 
cloro para formar Na+ e Cl–.
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LIGAÇÃO IÔNICA 
Exemplo: Descreva a configuração dos elétrons de 
valência e a formação de compostos iônicos para 
NaCl.
O Na muda de 1s2 2s2 2p6 3s1 para Na+ com a 
configuração 1s2 2s2 2p6, equivalente a configuração do 
[Ne].
O Cl muda de [Ne] 3s2 3p5 para Cl–, com a 
configuração [Ne] 3s2 3p5, equivalente a configuração 
do [Ar]. 
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LIGAÇÃO DE COMPOSTOS IÔNICOS
Se a energia de ionização experimental do sódio é 494 
kJ.mol-1, logo para a reação abaixo teremos:
Na(g) Na+(g) + e-(g) E= + 494 kJ.mol-1
A afinidade eletrônica dos átomos do cloro é 349 
kJ.mol-1, logo:
Cl(g) + e-(g) Cl-(g) E= - 349 kJ.mol-1
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LIGAÇÃO DE COMPOSTOS IÔNICOS
Quanto maiores forem as cargas dos íons, maior será a 
atração, de modo que a energia, para a formação do 
par de íons, tem um valor negativo maior.
A atração entre os íons Ca2+ e O2-, por exemplo, será
quatro vezes maior [(2+)x(2-)] do que a atração entre os 
íons Na+ e os íons Cl-, e a energia será mais negativa 
por um fator de aproximadamente 4.
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LIGAÇÃO DE COMPOSTOS IÔNICOS
À medida que a distância entre os íons aumenta, a 
força de atração entre os íons declina e a energia fica 
menos negativa.
Os elementos metálicos podem perder seus elétrons de 
valência para formar cátions.
Os elementos não-metálicos acomodam os elétrons em 
suas camadas de valência e tornam-se ânions.
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ENERGIA RETICULAR
A energia reticular é uma medida da força da ligação 
iônica em compostos sólidos.
Ou seja, é a energia de formação de 1 mol de um 
composto iônico cristalino sólido quando íons na fase 
gasosa combinam-se.
Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) Eretículo= - 786 kJ.mol-1
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CALCULANDO A ENERGIA RETICULAR
Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)
Etapa 1a: Entalpia de formação de Cl(g) = +121,68 kJ/mol
Etapa 1b: H para Cl(g) + e- Cl-(g) = -349 kJ/mol
Etapa 2a: Entalpia de formação de Na(g) = +107,3 kJ/mol
Etapa 2b: H para Na(g)  Na+(g) + e- = +496 kJ/mol
Sabendo que o calor padrão de formação de NaCl(s) é
igual a -411,12 kJ/mol, a entalpia retícular é:
Hretículo = -787 kJ/mol 
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CICLOS DE BORN-HABER
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Os níveis de energia foram nomeados em homenagem 
a Max Born (1882-1970) e Fritz Haber (1868-1934). 
CICLOS DE BORN-HABER
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Composto Hretículo (kJ/mol) 
LiF -1.037 
LiCl -852 
LiBr -815 
LiI -761 
NaF -926 
NaCl -786 
NaBr -752 
NaI -702 
KF -821 
KCl -717 
KBr -689 
KI -649 
 
LIGAÇÃO DE COMPOSTOS
Observa-se que:
- Moléculas e íons constituídos apenas de átomos de 
não metais, os átomos estão unidos por ligação 
covalente.
- Já a presença de um metal em sua fórmula é sinal de 
que o composto é provavelmente iônico.
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS 
ÍONS
Quando um átomo de 
um metal do bloco s 
forma um cátion, ele 
perde um ou mais 
elétrons até atingir a 
estrutura do gás nobre 
de seu caroço.
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS 
ÍONS
Na = [Ne] 3s1 Na+ = [He] 2s2 2p6
Os íons Na+ não podem perder mais elétrons em 
uma reação química, porque as energias de 
ionização dos elétrons do caroço são altas demais.
Li = [He] 2s1 Li+ = 1s2
Be = [He] 2s2 Be2+ = 1s2
Al = [Ne] 3s2 3p1 Na3+ = [He] 2s2 2p6
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS 
ÍONS
Os átomos dos metais perdem seus elétrons s e p e 
expõem um caroço de gás nobre rodeado por uma 
subcamada completa adicional de elétrons d.
Ga = [Ar] 4s2 3d10 4p1 Ga3+ = [Ar] 3d10
Os elétrons d estão firmemente unidos ao núcleo e, na 
maioria dos casos, não podem ser perdidos.
Os elétrons s são perdidos em primeiro lugar, 
seguindo-se um número variável de elétrons.
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS 
ÍONS
Os não-metais raramente perdem elétrons em 
reações químicas porque suas energias de 
ionização são muito altas.
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Entretanto eles podem 
adquirir elétrons 
suficientes para 
completar sua camada 
de valência e formar o 
octeto correspondente 
ao gás nobre posterior.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS 
ÍONS
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A transferência de elétrons resulta na formação 
de um octeto de elétrons na camada de valência 
de cada átomo: os metais adquirem um octeto 
pela perda de elétrons, e os não metais pelo 
ganho de elétrons.
LIGAÇÃO COVALENTE 
Envolve o compartilhamento de elétrons de 
valência entre átomos.
Quando uma ligação covalente se forma, os átomos 
compartilham elétrons até atingir a configuração de um 
gás nobre (regra do octeto).
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LIGAÇÃO COVALENTE 
Exemplos:
Nitrogênio – possui 5 elétrons de valência e utiliza 
mais 3 para completar seu octeto.
Cloro – possui 7 elétrons de valência e utiliza mais 1 
para completar seu octeto. 
Argônio – possui 8 elétrons de valência, ou seja possui 
seu octeto completo, e por isso, não compartilha 
elétrons.
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LIGAÇÃO COVALENTE 
Os elementos não metálicos compartilham elétrons 
para formar ligações covalentes entre si.
Onde, o par de elétrons compartilhados é representado 
por linhas e os pares isolados, também chamados de 
elétrons não ligantes, por pares de pontos.
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LIGAÇÕES COVALENTES
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REGRA DO OCTETO
Exemplo: Determine o arranjo de átomos do 
formaldeído (CH2O).
1º) O átomo central geralmente é aquele com afinidade 
eletrônica menos negativa.
Carbono
2º) Determine o número total de valência na molécula, 
somando os elétrons de valência de cada átomo.
12 elétrons ou 6 pares de elétrons
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REGRA DO OCTETO
Exemplo: Determine o arranjo de átomos do 
formaldeído (CH2O).
3º) Coloque um par de elétrons entre cada par de 
átomos ligados para formar uma ligação simples
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REGRA DO OCTETO
Exemplo: Determine o arranjo de átomos do 
formaldeído (CH2O).
4º) Use todos os pares restantes como pares isolados 
em torno de cada átomo terminal (exceto H).
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REGRA DO OCTETO
Exemplo: Determine o arranjo de átomos do 
formaldeído (CH2O).
5º) Se o átomo central tiver menos de oito elétrons, 
mova um ou mais pares isolados dos átomos terminais 
para uma posição intermediária entre o átomo central e 
terminal para formar ligações múltiplas.
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RESSONÂNCIA 
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Ocorre quando algumas moléculas têm estruturas que 
não podem ser expressas corretamente por uma única 
estrutura de Lewis.
Deste modo, Linus Pauling propôs a teoria da 
ressonância para estes casos, para apresentar uma 
maneira de representar uma estrutura.
RESSONÂNCIA 
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Pode-se desenhar três estruturas equivalentes para um 
íon, diferindo somente a posição da ligação dupla CO.
Como as três ligações são idênticas, um modelo melhor 
para o íon carbonato (CO32-) é uma fusão das três 
estruturas.
RESSONÂNCIA 
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Essa fusão de estruturas é chamada de ressonância e é
indicada por setas de duas pontas ().
A estrutura resultante da fusão é um híbrido de 
ressonância das estruturas de Lewis que contribuem.
A molécula não oscila entre as três estruturas de Lewis 
diferentes: um híbrido de ressonância é a fusão de 
estruturas.
No íon carbonato (CO32-), as três distâncias de ligação 
carbono–oxigênio são de 129 pm, valor intermediário 
entre a ligação simples C–O (143 pm) e a ligação dupla 
CO (122 pm).
RESSONÂNCIA 
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Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o 
híbrido de ressonância do íon nitrato (NO3-).
CARGAS FORMAIS
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É a carga que o átomo ou íon teria se as ligações 
fossem perfeitamente covalentes e o átomo tivesse 
exatamente a metade dos elétrons compartilhados das 
ligações.
Cálculo da carga formal
= número do grupo do átomo – [EPI + ½(EL)]
Onde:
EPI: nº de elétrons em pares isolados no átomo
EL: nº de elétrons de ligação ao redor de um átomo.
CARGAS FORMAIS
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Exemplo: OH-
CARGAS FORMAIS
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Exemplo: NO3-
CARGAS FORMAIS
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IMPORTANTE!!!
Para verificar as cargas formais calculadas, observe se 
sua soma é igual a carga total da molécula ou íon.
Por exemplo, para uma molécula eletricamente neutra, 
a soma das cargas formais é zero.