Aula_3_Ligacao_Quimica_Quimica_Geral_Teorica_Andreia_A._Costa

Prévia do material em texto

1 
Aula 3 – Ligação Química 
Profª: Andréia Alves Costa 
Ligação Química 
Por quê os elementos se combinam para 
formar ligações químicas? 
2 
3 
Ligação Química 
 Uma ligação química somente irá se formar se a molécula 
gerada for mais estável que os átomos isolados. 
 
 
 
 
 
 A formação de qualquer ligação química será sempre um 
processo exotérmico. 
 O rompimento de qualquer ligação química será sempre 
um processo endotérmico. 
 
Teorias de Ligação 
4 
 A Teoria de Ligação de Valência (TLV) foi 
desenvolvida por Linus Pauling e, apesar de suas 
limitações, é extensivamente utilizada pois consegue 
explicar a geometria molecular. 
 
 A Teoria do Orbital Molecular (TOM) foi desenvolvida 
por Robert Mulliken e, apesar de ainda receber 
refinamentos, consegue explicar de forma precisa as 
propriedades magnéticas e espectroscópicas das 
moléculas. 
5 
Tipos de Ligação 
 Ligação Iônica: ocorre através de forças eletrostáticas 
que existem entre íons de carga oposta. 
 Ligação metálica (ou covalente multicentrada): 
caracterizada por uma grande quantidade de átomos 
unidos por um número grande de elétrons. 
 Ligação covalente: formada pelo compartilhamento de 
elétrons entre dois átomos. 
Ligação Iônica 
 Exemplo: Formação do NaCl 
Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl (s) H
0
f = - 410,9 KJ. mol
-1 
 A reação indica que o átomo de sódio perdeu um elétron 
e que o átomo de cloro ganhou um elétron. 
6 
Formação de 
um sólido 
iônico 
Ligação Iônica 
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou 
o elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a 
configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar. 
• Tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto cincundando o átomo 
central. 
7 
Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1 
 
Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = [Ne] 3s2 3p5 
Na+ : 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 
 
Cl- : Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar] 
Ligação Iônica 
8 
 A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a 
atração entre os íons de cargas opostas. 
 Energia de Rede: é a energia necessária para separar 
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons 
gasosos 
 A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos 
íons: 
 
 
 
Onde k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas 
partículas e d é a distância entre seus centros. 
 
d
QQ
E 21
Energia de Rede 
 A energia de rede aumenta à medida que: 
• As cargas nos íons aumentam. 
• A distância entre os íons diminui. 
 
Tabela 1. Energia de Rede para alguns compostos iônicos 
9 
Quanto maior a 
energia de rede, 
maior é a interação 
entre os íons. 
Ligação Iônica 
Configurações Eletrônicas de Íons dos Elementos 
Representativos 
 
 As configurações eletrônicas podem prever a formação 
de íons estáveis. Vejamos alguns exemplos. 
 
Mg: [Ne]3s2 
Mg+: [Ne]3s1  não estável !!! 
Mg2+: [Ne]  estável !!! 
Cl: [Ne]3s23p5 
Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar]  estável !!! 
10 
Ligação Iônica 
 Ocorre geralmente entre metais (baixa energia de 
ionização) e entre não-metais (alta afinidade eletrônica). 
11 
Grupo Carga Grupo Carga 
1 + 1 15 - 3 
2 + 2 16 - 2 
13 + 3 17 - 1 
Exemplos: 
K+Cl-  KCl Al3+O2-  Al2O3 Ca
+2I-1  CaI2 
Características dos 
Compostos Iônicos 
 São sólidos nas condições ambientes. 
 São duros e quebradiços. 
 Possuem altos P.F. e P.E.. 
 Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em 
solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no 
estado sólido). 
 Formam retículos cristalinos. 
 
12 
Ligação Covalente 
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles 
quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. 
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham 
pares de elétrons para que cada um atinja o octeto. 
 
13 
Figura 1. Ligação entre dois átomos de hidrogênio. 
H + H  H2 
 
Elétrons em uma linha 
conectando os dois 
núcleos de H. 
Polaridade de Ligações 
Covalentes 
• Diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações 
covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase 
igual). 
• Diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações 
covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual). 
• Diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações 
iônicas. 
14 
Figura 2. Ligação covalente apolar (F2); ligação covalente polar (HF) e ligação iônica (LiF). 
15 
O Modelo de Lewis (1916) 
 O primeiro modelo de ligação química 
com sucesso foi o de Gilbert N. Lewis. 
 Lewis reconheceu que a ligação entre 
átomos envolve elétrons e que haviam 
dois tipos de elétrons: 
 Elétrons ligantes (“bonding electrons”). 
 Elétrons isolados (“lone-pair electrons”) 
 No modelo de Lewis apenas os elétrons 
de valência do átomo são considerados. 
O Modelo de Lewis 
16 
Tabela 2. Símbolos de Lewis 
Estruturas de Lewis 
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos 
símbolos de Lewis dos elementos: 
 
 
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons 
compartilhados em uma ligação é representado por uma 
única linha: 
17 
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
18 
Ligação Covalente Localizada e 
o Conceito de Lewis 
 Uma ligação química entre dois átomos é formada por um par de 
elétrons que pertence igualmente a ambos os átomos de forma 
compartilhada (A : B ou A – B) . 
 
 Dois pares de elétrons pertencentes a dois átomos formam uma 
ligação dupla (A :: B ou A = B) e três pares uma ligação tripla 
(A:::B ou A ≡ B) 
 
 Todos os demais pares de elétrons dos átomos que não estiverem 
compartilhados serão pares de elétrons isolados. 
H H O O N N
19 
Regra do Octeto 
 “Cada átomo perde, ganha ou compartilha elétrons com 
seus átomos vizinhos para atingir um total de oito elétrons 
de valência (4 pares ou um “octeto”).” 
 
 A presença de 4 pares de elétrons está relacionada com o 
preenchimento de todos os orbitais dos subníveis s e p no nível de 
valência (configuração de um gás nobre). 
 
 Um grande número de moléculas simples apresentam esta 
configuração eletrônica. 
20 
Hipervalência e Expansão da 
Camada de Valência 
 Os elementos do período 1 da tabela periódica apresentam apenas o 
subnível s no nível de valência e só podem alojar 2 elétrons. 
 Os elementos do 2°período (Li – Ne) obedecem a regra do octeto, 
porém a partir do 3°período ocorrem desvios. 
 Espécies que demandam a presença de mais do que um octeto de 
elétrons ao redor do átomo são denominados hipervalentes. 
 Tradicionalmente é atribuído o fenômeno da expansão da camada de 
valência pela utilização de orbitais “d” (metais de transição). Os 
elementos do período 3 ou superior podem alojar mais 10 elétrons no 
nível de valência. 
 . 
Exceções 
21 
Estrutura de Lewis 
 1ª Etapa: Determinar o número de elétrons a serem incluídos na 
estrutura somando todos os elétrons de valência dos átomos 
envolvidos. 
 2ª Etapa: Escrever os símbolos químicos dos átomos num arranjo 
que mostre quais átomos estão ligados entre si. 
 3ª Etapa: Distribuir os elétrons em pares, de forma que haja um par 
de elétrons formando uma ligação simples entra cada par de átomos 
ligados entre si, e então acrescente pares de elétrons (isolados ou 
múltiplas ligações) até que cada átomo tenha um octeto. 
22 
Exemplo:NH3
 
1ª Etapa: Determine o número total de elétrons que podem ser 
incluídos na estrutura somando todos os elétrons de valência 
fornecidos pelos átomos. 
 Para um íon, considera-se a carga deste íon na soma, i.e., para 
cada carga negativa soma-se 1 elétron e para cada carga positiva 
subtrai-se 1 elétron. 
N = 5 elétrons de valência 
H = 1 elétron de valência 
3H = 3 x 1 = 3 elétrons 
Total = 8 elétrons 
23 
Exemplo: NH3 
2ª Etapa: Determine como os átomos se arranjam (simetria), mostrando 
quais estão unidos. 
 Escolhe-se o átomo central para a fazer ligações simples. 
 O átomo central será sempre o menos eletronegativo e os 
periféricos os mais eletronegativos. 
 Os átomos de hidrogênio serão sempre periféricos. 
24 
Estrutura de Lewis 
3ª Etapa: Distribua os elétrons restantes em pares. 
 
 Completa-se o octeto dos átomos periféricos que são mais 
eletronegativos. 
 Se sobrarem elétrons, estes serão alojados no átomo central. 
25 
Estrutura de Lewis 
 Exceto em casos simples, a estrutura de Lewis não representa a 
forma das espécies, mas somente o padrão da ligação e os 
pares isolados. Exemplo: BF4
- 
Estrutura de Lewis Estrutura Real 
Estrutura de Lewis 
 
Exercícios: 
 
 CH2O (Formaldeído) 
 NH4
+ (Íon amônio) 
 ClO- (Íon hipoclorito) 
26 
Ressonância 
 Algumas moléculas apresentam estruturas que não 
podem ser expressas corretamente por uma única 
estrutura de Lewis. 
 Elas são igualmente válidas e apresentam a mesma 
energia. 
 Essa fusão de estruturas é chamada de ressonância, e 
a estrutura final é chamada de híbrido de ressonância. 
27 
Ressonância 
Exemplo: Ozônio 
 Pela estrutura de Lewis o O3 apresentaria uma ligação simples 
(mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). 
 Porém, experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas. 
 
 
28 
O
O
O
O
O
O
Figura 3. Híbrido de ressonância do O3. 
Carga Formal 
• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a 
carga formal. 
• A carga formal é a carga que o átomo teria se as ligações 
fossem perfeitamente covalentes. 
• A carga formal leva em consideração o número de elétrons 
que um átomo tem na molécula. 
 
29 
Cálculo da Carga Formal 
Onde: 
V = número de elétrons de valência do átomo livre 
L = número de elétrons presentes nos pares isolados 
S = número de elétrons compartilhados. 
30 
Cálculo da Carga Formal 
 Exemplo: CN-, NO+, N2
 
 1ª Etapa: Encontre o número de elétrons de valência (V) 
de cada átomo livre. 
 2ª Etapa: Desenhe as estruturas de Lewis, mostrando 
cada par de elétrons como pontos. 
 3ª Etapa: Para cada átomo ligado, conte cada elétron 
que está como par isolado e adicione apenas 1 elétron 
de cada ligação que forma. 
 4ª Etapa: Para cada átomo ligado, subtraia de V o 
número total de elétrons que ele possui. 
31 
64 
Referências 
 EBBING, D.D., "Química Geral". Tradução Horácio Macedo; Rio de Janeiro; 
LTC Editora S.A., Vol. 1 e 2 (1998). 
 RUSSELL, J. B., "Química Geral". Tradução Márcia Guekezian e 
colaboradores; 2ª Edição; São Paulo; Makron Books Editora do Brasil Ltda 
(1994). 
 BRADY, J. E e HUMISTON, G. E., "Química Geral". Tradução Cristina M. P. 
dos Santos e Roberto B. Faria; 2ª Edição; Rio de Janeiro; LTC Livros 
Técnicos e Científicos Editora (1996). 
 MASTERTON, W.L., SLOWINSKI, E.J. e STANITSKI, C. L. "Princípios de 
Química". Tradução Jossyl de S. Peixoto. 6a. Edição; Rio de Janeiro; 
Editora Guanabara koogan S. A. (1990). 
 BROWN, T. L. ; LeMAY Jr, H. E. BURSTEN, R. E. "Chemistry: The Central 
Science" , 7ª Edição, Prentice Hall (1997). 
 ATKINS, P.; JONES, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente”, Tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª 
Edição; Porto Alegre; Editora Bookman (2007).