Aula 6 - Ligacoes Quimicas

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18/04/2012
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Ligações
Químicas
Raimundo Ribeiro Passos
• Ligação química: é a força atrativa que mantém
dois ou mais átomos unidos.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento
de elétrons entre dois átomos. Normalmente
encontrada entre elementos não-metálicos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de 
elétrons de um metal para um não-metal.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém
metais puros unidos.
Ligações químicas, símbolos
de Lewis e a regra do octeto
Símbolos de Lewis
• Usados para representar os elétrons como pontos ao
redor do símbolo do elemento, mostrando
esquematicamente a localização dos elétrons em um 
átomo.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é 
indicado por pontos desemparelhados. 
• Geralmente os elétrons são colocados ao redor do 
símbolo do elemento. Acima de quatro devem ser
emparelhados.
“The goal of the atoms during the formation of molecules is to get the 
valence electron orbital filled with electron” 
(Lewis’ theory) 
Ligações químicas, símbolos de 
Lewis e a regra do octeto
Símbolos de Lewis
Ligações químicas, símbolos de 
Lewis e a regra do octeto
A regra do octeto
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm
uma configuração s2p6. 
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, 
perder ou compartilhar elétrons até que eles
estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 
pares de elétrons).
• Cuidado: existem várias exceções à regra do 
octeto.
Ligações químicas, símbolos de 
Lewis e a regra do octeto
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Eletronegatividade
� Eletronegatividade é uma medida da força 
atrativa que um átomo em um composto exerce 
sobre os elétrons numa ligação.
� Existem duas tendências destes valores. Em 
geral, eletronegatividades aumenta indo da 
esquerda para direita (excluindo os gases nobres) 
e de baixo para cima na tabela periódica.
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ
Exotérmica
Estabilidade?
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.
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
Ligações Iônicas
• O NaCl forma uma estrutura
muito regular na qual cada
íon Na+ é circundado por 6 
íons Cl-.
• Similarmente, cada íon Cl- é 
circundado por seis íons Na+.
• Os íons são empacotados o 
mais próximo possível.
• Não é fácil encontrar uma
fórmula molecular para
descrever a rede iônica.
Ligações Iônicas
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Ligações Iônicas
Energias envolvidas na
formação da ligação iônica
• A formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir de Na(g) e 
Cl(g) é endotérmica.
• A reação NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) é 
endotérmica (∆H = +788 kJ/mol).
• A formação de uma rede cristalina a partir dos 
íons na fase gasosa é exotérmica:
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ∆H = -788 kJ/mol
• 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:
κ 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
El
21κ=
Ligações Iônicas
• A energia de rede aumenta à medida que:
• As cargas nos íons aumentam
• A distância entre os íons diminui
Ligações Iônicas
Configurações eletrônicas de íons dos elementos
representativos
• Esses são derivados da configuração eletrônica dos 
elementos com o número necessário de elétrons
adicionados ou removidos do orbital mais acessível.
• As configurações eletrônicas podem prever a formação
de íon estável:
• Mg: [Ne]3s2
• Mg+: [Ne]3s1 não estável
• Mg2+: [Ne] estável
• Cl: [Ne]3s23p5
• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
Ligações Iônicas
Íons de metais de transição
• As energias de rede compensam a perda de até três
elétrons.
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em
ordem decrescente de n (p.ex., os elétrons são
removidos do 4s antes do 3d).
Íons poliatômicos
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma
carga global em um composto contendo ligações
covalentes. Por exemplo, SO42-, NO3-.
Ligações Iônicas
Estruturas de rede
� Mostra como átomos estão dispostos em relação
a outros átomos.
� Geralmente dois tipos distintos de estruturas em
compostos sólidos podem ser observados
� Compostos sólidos cristalinos
� Compostos sólidos amorfos
� Em compostos sólidos cristalinos existe uma alta
ordem na estrutura em constraste aos compostos
sólidos amorfos que são caracterizados pela
copleta falta de ordem na estrutura
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� Metais estão arranjados num retículo cristalino.
� Cerâmicas e vidros têm arranjo amorfos.
� Os átomos num retículo cristalino podem ser
arranjados de diferentes formas, ou seja, 
diferentes metais podem ter diferentes tipos de 
retículos cristalinos.
� Assume-se que os átomos são esferas rígidas
� A menor unidade existente é chamada célula
unitária
Estruturas de rede
� As estruturas podem ser:
� Empacotamento cúbico simples
� Empacotamento cúbico de corpo centrado
� Empacotamento cúbido de face centrada 
� A mais simples estrutura de rede é chamada 
empacotamento cúbico simples. Esta estrutura 
consiste de camadas idênticas de átomos 
colocadas exatamente acima e abaixo de uma 
camada
Estruturas de rede
Ex. Polônio
Observa-se que a estrutura consiste de 1 átomo ao
todo ( 8 x 1/8 parte de um átomo). O comprimento da 
borda da célula unitária é 2 vezes o raio atômico (b = 2 
× r). Cada átomo na estrutura toca outros 6 átomos e, 
assim, tem um número de coordenação igual a 6.
Estruturas de rede
� Empacotamento cúbico de corpo centrado
� Nesta estrutura camada idênticas de átomos são
colocadas exatamente acima e abaixo de cada
camada. Os átomos em uma camada estão
colocados encima dos buracos da camada de 
baixo e de cima.
A célula unitária
possui 1 átomo
inteiro mais 1/8 
partes de átomo
que correspondem
a 2 átomos no total 
da célula. Cada
átomo toca 8 
outros átomos, 
dando um número
de coordenação 8 
para a estrutura
Os ótomos não se tocam encima 
dos outros, em vez disso as 
camadas de cima e de baixo
� Estruturas de rede
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� Empacotamento cúbico de face centrada - fcc
� Ao invés de um arranjo baseado num quadrado dos 
átomos em cada camada (como nos anteriores), os
átomos podem ser arranjados de uma maneira
hexagonal. 
� Cada átomo não tem quatro vizinhos, mas 6 vizinhos
numa camada. 
� Desta forma, os buracos entre os átomos numa
camada serão muito menores, comparados aos
arranjos anteriores, e todos os átomos estarão mais
próximos entre si.
� Estruturas de rede Estruturas de rede
Cada átomo na estrutura toca 12 outros átomos, seis na mesma
camada, 3 na camada de cima e 3 na camada de baixo, dando um 
número de coordenação 12 para a estrutura
Estruturas de rede Estruturas de rede
Estruturas de rede
• 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.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui
uma ligação química.
• Por exemplo: H + H → H2 tem um par de elétrons
unindo os dois átomos.
Ligação covalente
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Ligação covalente
• As ligações covalentes podem ser representadas
pelos símbolos de Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em
uma ligação é representado por uma única
linha:Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Estruturas de Lewis
Ligação covalente
• É possível que mais de um par de elétrons seja
compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação
simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação
dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação
tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à 
medida que o número de pares de elétrons
compartilhados aumenta.
H H O O N N
Ligação covalente
Ligações múltiplas
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão
compartilhados, embora isto não signifique
compartilhamento igual destes elétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais
os elétrons estão localizados mais próximos a um 
átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta
em polaridade nas ligações.
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
Ligação covalente
• A medida da polaridade de ligação é resultado da 
diferença na eletronegatividade entre dois átomos:
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0
resultam em ligações covalentes apolares
(compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2
resultam em ligações covalentes polares
(compartilhamento de elétrons desigual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3
resultam em ligações iônicas (transferência de
elétrons).
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação • Não há distinção acentuada entre os tipos de
ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma
ligação polar é representada por δ+ e o polo
negativo por δ-.
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
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Momentos de dipolo
• Considere o HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma
ligação polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no 
H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ 
diferentes da molécula, a molécula de HF 
apresenta um dipolo.
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
Momentos de dipolo
• O momento de dipolo, µ, é a ordem de grandeza do 
dipolo:
onde Q é a grandeza das cargas, e l é a distância
entre os centros de carga positivo e negativo.
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
• 1D = 3,33 x 10-30 C . m
lQ ⋅=µ
• O nome do elemento mais eletronegativo termina em
–eto e, em geral, vem antes no nome, seguido do 
prefixo ‘de’.
• O elemento menos eletronegativo recebe o nome em
seguida.
• Os compostos iônicos recebem seus nomes de acordo
com seus íons, inclusive a carga no cátion de sua
variável.
• Os compostos moleculares recebem seus nomes com 
prefixos.
Tipos de ligação e nomenclatura
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
Tipos de ligação e nomenclatura
Iônica Molecular
MgH2 Hidreto de 
magnésio
H2S Sulfeto de 
hidrogênio
FeF2 Fluoreto de 
ferro(II)
OF2 Difluoreto de 
oxigênio
Mn2O3 Óxido de 
manganês(III)
Cl2O3 Trióxido de dicloro
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar
quais átomos estão ligados entre si e una-os com
uma ligação simples.
• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo
central.
• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
• Se não existem elétrons suficientes para dar ao
átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.
Desenhando as estruturas de Lewis
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis 
obedecendo-se a regra do octeto para todos os
átomos.
• Para determinar qual estrutura é mais razoável, a 
carga formal é usada. 
• A carga formal é a carga que um átomo teria em
uma molécula se todos os outros átomos tivessem a 
mesma eletronegatividade.
Carga formal
Desenhando as estruturas
de Lewis
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• Para calcular a carga formal: 
• Todos os elétrons não compartilhados (não-
ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão
localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada
átomo em uma ligação.
• A carga formal (CF)é: 
CF = os elétrons de valência – o número de ligações – os
elétrons de um único par
Desenhando as estruturas
de Lewis: Carga Formal
• Considere:
• Para o C:
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela
periódica).
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-
ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons
pela estrutura de Lewis.
• Carga formal: 4 - 5 = -1.
C N
Desenhando as estruturas
de Lewis: Carga Formal
• Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-
ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons
pela estrutura de Lewis.
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
• Então,
C N
C N
Desenhando as estruturas
de Lewis: Carga Formal
• A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos mais
eletronegativos.
Estruturas de ressonância
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas
estruturas de Lewis.
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas
podem ter estruturas similares às ligações múltiplas
entre diferentes pares de átomos.
Desenhando as estruturas
de Lewis: Carga Formal
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas
ligações idênticas, ao passo que a estrutura de
Lewis requer uma simples (mais longa) e uma
ligação dupla (mais curta).
O
O
O
Desenhando as estruturas de 
Lewis: Estrutura de Ressonância
Desenhando as estruturas de 
Lewis: Estrutura de Ressonância
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• As estruturas de ressonância são tentativas de
representar uma estrutura real, que é uma
mistura entre várias possibilidades extremas.
Desenhando as estruturas de 
Lewis: Estrutura de Ressonância
• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas
têm uma ligação dupla e uma simples. A
estrutura de ressonância tem duas ligações
idênticas de caráter intermediário.
• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e 
benzeno.
O
O
O O
O
O
Desenhando as estruturas de 
Lewis: Estrutura de Ressonância
Ressonância no benzeno
• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em
um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a
dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio.
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os
átomos de C.
• A estrutura experimental do benzeno mostra que
todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento.
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o 
benzeno é plano.
Desenhando as estruturas de 
Lewis
Ressonância no benzeno
• As estruturas de ressonância para o benzeno são
escritas de tal forma que haja ligações simples entre
cada par de átomos de C e os seis elétrons
adicionais estejam deslocalizados por todo o anel:
• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas
orgânicas chamada de compostos aromáticos
(devido ao seu cheiro).
Desenhando as estruturas de 
Lewis: Ressonância do Benzeno
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um 
octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que
um octeto, ou seja, moléculas com expansão de 
octeto.
Número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como
ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.
N O N O
Exceções à regra do octeto Deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são
típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
• O exemplo mais típico é o BF3.
• As estruturas de Lewis nas quais existe uma 
ligação dupla B—F são menos importantes que 
aquela na qualexiste deficiência de elétrons.
Exceções à regra do octeto
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Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.
• Os átomos do 3º período em diante podem
acomodar mais de um octeto.
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos
o suficiente em energia para participarem de 
ligações e receberem a densidade eletrônica
extra.
Exceções à regra do octeto
• A energia necessária para quebrar uma ligação
covalente é denominada entalpia de 
dissociação de ligação, H. Isto é, para a 
molécula de Cl2, a H(Cl-Cl) é dada pelo ∆H para
a reação:
Cl2(g) → 2Cl(g).
Forças das ligações covalentes
• Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g) → C(g) + 4H(g) ∆H = 1660 kJ
• A entalpia de ligação é uma fração do ∆H para a
reação de atomização:
∆(C-H) = ¼ ∆H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
• As entalpias de ligação podem tanto ser positivas
como negativas.
Forças das ligações covalentes Forças das ligações covalentes
Entalpias de ligação e entalpias de reação
• Podemos usar as entalpias de ligação para
calcularmos a entalpia para uma reação química.
• Admitimos que em qualquer reação química as 
ligações precisam ser quebradas para que novas
ligações sejam formadas.
• A entalpia da reação é dada pela soma das 
entalpias de ligações quebradas menos a soma das 
entalpias das ligações formadas. 
Forças das ligações covalentes
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Entalpias de ligação e entalpias de reação
• Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl
são quebradas enquanto uma ligação C-Cl e uma
ligação H-Cl são formadas.
• A reação como um todo é exotérmica, o que
significa que as ligações formadas são mais fortes do 
que as ligações quebradas.
• O resultado acima é consistente com a lei de Hess.
( ) ( )[ ] ( ) ( )[ ]{ }
kJ 
Cl-HCl-CCl-ClH-C
104−=
+−+=∆ HHHHHrxn
Forças das ligações covalentes
Entalpia de ligação e comprimento de ligação
• Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas
do que as ligações simples.
• Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais
fortes do que as ligações simples.
• Quando o número de ligações entre os átomos
aumenta, os átomos são mantidos mais próximos e 
mais firmemente unidos.
Forças das ligações covalentes