Tipos de Ligações - Química

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- RESUMÃO – 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
(Química) 
Formulário, Dicas e Macetes para a Prova 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Ligações Iônicas 
 
• Regra do octeto: átomos tendem a ganhar ou perder elétrons para assumir 
configuração do gás nobre mais próximo deles. 
• Átomo que perde elétrons vira cátion. 
• Átomo que recebe elétrons vira ânion. 
• Cátions e ânions são atraídos por possuírem cargas opostas → atrações 
eletrostáticas → ligação iônica. 
 
Símbolos de Lewis 
Lewis representa elétrons de valência como pontinhos: 
 
 
Os íons se organizam em estruturas complexas: sólidos iônicos. 
 
Energia do Retículo Cristalino e o Ciclo de Born -Haber 
 
 
 
• Dificuldade experimental de medir 𝑈0 → caminho alternativo para formação do 
sólido a partir dos átomos dos elementos → Ciclo de Born-Haber. 
 
 
 
 
 
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Ligações Covalentes 
Ligações baseadas no compartilhamento de elétrons. 
 
Estruturas de Lewis 
• Átomos compartilham elétrons para atingir o octeto. 
• Ligação formada pelo compartilhamento de dois elétrons, originalmente 
pertencentes a dois átomos distintos. 
 
• Passo-a-passo: 
 
 
 
 
 
• Ressonância = pares eletrônicos deslocalizados → estabiliza estrutura. 
• Hibrido de ressonância: combinação de todas as estruturas de ressonância 
possíveis. 
 
 
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• Quanto menores (em módulo) as cargas formais de uma estrutura de 
ressonância, maior a contribuição dessa estrutura para o híbrido de 
ressonância. 
 
Força e Comprimento de Ligação 
• Energia de dissociação: energia necessária para separar dois átomos ligados. 
• Quanto mais forte uma ligação → mais difícil de quebrar → maior energia de 
dissociação. 
• Comprimento de ligação: distância entre os núcleos de dois átomos ligados. 
• Quanto mais distante estão os núcleos → mais fraca é a atração → menor energia 
de dissociação. 
• Via de regra: ligações mais longas = ligações mais fracas. 
 
 
• As setas verticais indicam energia necessária para quebrar a ligação. 
• Quanto mais fundo o poço de energia, maior a energia de dissociação. 
• O comprimento de ligação será a distância que minimiza a energia de ligação: 
será o 𝑟 referente ao ponto mínimo do poço. 
 
• Ligações triplas são mais fortes e mais curtas que ligações duplas. 
• Ligações duplas são mais fortes e mais curtas que ligações simples. 
• Ligações ressonantes tem comportamente intermediário. 
 
• Pares de elétrons isolados tornam as ligações mais longas e mais fracas. 
 
 
 
 
 
 
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Poder Polarizante 
✓ Ligações não são puramente iônicas ou puramente covalentes 
✓ Existe caráter iônico nas ligações predominantemente covalentes 
✓ Existe caráter covalente nas ligações predominantemente iônicas 
 
Polaridade das Ligações 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos, maior a 
polaridade da ligação e maior o caráter iônico da mesma. 
 
 
Regra de Fajans 
✓ Poder polarizante: capacidade do cátion em deformar a nuvem eletrônica do 
ânion. 
✓ Polarizabilidade: facilidade do ânion em ter sua nuvem eletrônica deformada. 
 
✓ Fatores que aumentam poder polarizante de cátions: alta carga, pequeno raio 
iônico. 
✓ Fatores que aumentam a polarizabilidade de ânions: alta carga, grande raio 
iônico. 
 
✓ As regras de Fajans são: 
1. Um cátion pequeno favorece a covalência. 
2. Um ânion grande favorece a covalência. 
3. Carga elevada (em módulo), em qualquer um dos íons, favorece a covalência. 
4. O poder polarizante de cátions sem a configuração de gases nobres favorece 
a covalência. 
 
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