3 Ligações Químicas

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Ligações QuímicasLigações Químicas
Profª. Lílian Fernandes
 Por que o sal dissolve na água formando um eletrólito (conduzcorrente elétrica) e o açúcar, que também é dissolvido pela água,não conduz eletricidade?
Isso é explicado pelo fato de que as propriedades das substânciassão determinadas, em grande parte, pelas ligaçõesligações químicasquímicas quemantêm os átomos unidos.
 O que determina o tipo de ligação em cada substância e de queforma dão origem a diferentes propriedades químicas e físicas?
Os segredos para responder a essas questões são encontradosnas estruturasestruturas eletrônicaseletrônicas dos átomos e na distribuição dascargas eletrônicas.
 Por meio do conhecimento da estrutura eletrônica de camadas e donúmero atômico explicam-se as propriedades periódicas (energia deionização, afinidade eletrônica, raio atômico etc.).
 A energia e a forma dos orbitais explicam, em última análise, a reatividadequímica e a forma como novas substâncias são formadas.
 Na química moderna, fazemos sempre a relação entre as propriedadesquímicas de uma certa substância com a estrutura geométrica e eletrônicade suas moléculas. POR QUE?
 Porque o tipo de ligação e o arranjo conformacional que cada moléculaterá no espaço vai determinar as propriedades físicas e químicas dasubstância.
 As propriedades dos compostos químicos são decorrentes dasdistribuições da carga eletrônica nos átomos e moléculas e pelas suasconformações, dadas pelo tipo de ligação química.
 Os diferentes arranjos espaciais dos átomos resultantes de rotações emtorno de ligações são chamados de conformaçõesconformações..
 São conhecidos cerca de 115 elementos químicos.
 Porém, já foram caracterizados cerca de 10 milhões de compostosquímicos.
 Estes compostos são formados por combinações específicas deátomos de elementos diferentes, ou seja, átomos se unem paraformar compostos (moléculas) com propriedades específicas.
 Esta união dos átomos acontece devido ao que é chamado de ligaçãoquímica. Quando ocorrer a aproximação entre dois átomos e for verificado osurgimento de uma força de atração suficientemente intensa para mantê-losunidos, estes ficarão ligados quimicamente.
 Ou seja, quando átomos ou íons se unem, dizemos que entre eles se Ou seja, quando átomos ou íons se unem, dizemos que entre eles seestabeleceu uma ligaçãoligação químicaquímica.
Mas,Mas, porpor queque ocorremocorrem asas ligaçõesligações químicas?químicas?
Mas, por que ocorrem as ligações químicas?
 Os átomos raramente podem ser encontrados isoladamente.
 Em um átomo isolado, os elétrons se encontram sob a influência deapenas um núcleo e dos outros elétrons do próprio átomo, porém, quandouma outra espécie se aproxima, esses elétrons passam a sofrer a influênciade outro núcleo e de outros elétrons.
 Essa interação, causada pela aproximação, resulta em atração entre os átomos e, com isso, um novo arranjo eletrônico energeticamente mais favorável é produzido.
 Na verdade, a ligação química é, portanto, um processo que leva a um estado de menor energia (e assim maior estabilidade) do que o estado do átomo isolado.
 Como vimos, a ligação química, sendo a interação entre dois átomos(ou grupos de átomos), está intimamente ligada ao rearranjo daestrutura eletrônica, ou melhor, dos elétrons dos átomos dentro de umanova molécula.
 A energia de ionização (EI) (ou potencial de ionização) e a afinidade A energia de ionização (EI) (ou potencial de ionização) e a afinidadeeletrônica (AE) são duas propriedades periódicas que podem nos auxiliara compreender a natureza da ligação química.
 A energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perdeum elétron, enquanto que a afinidade eletrônica mede a facilidade comque um átomo ganha elétron.
 EnergiaEnergia dede ionizaçãoionização (EI)(EI), ou potencial de ionização, é a energia requeridapara retirar um elétron do átomo no estado gasoso. Como a energia estásendo fornecida ao átomo, o processo é endotérmico (absorção de calor –sinal positivo), quanto mais positiva a Energia de Ionização mais difícil éretirar o elétron.
Na (g) Na+ (g) + e- DE = + 496 kJ/mol
Cl (g) Cl+ (g) + e- DE = + 1.251 kJ/mol
AfinidadeAfinidade eletrônicaeletrônica (AE(AE) é a energia liberada quando um átomo, no estadogasoso, captura um elétron. Este é um processo exotérmico (liberação decalor – sinal negativo), por isso quanto mais negativa a Afinidade Eletrônicamaior é a atração entre o átomo e o elétron adicionado.
Cl (g) + e- Cl- (g) DE = - 349 kJ/mol
kJ/mol kJ/mol
 Pela tabela acima, nota-se que, dentre os átomos do segundo período databela periódica, o Neônio é o elemento com maior dificuldade em liberarelétrons (alta Energia de Ionização) e também o que apresenta menorcapacidade de capturar elétrons (Afinidade Eletrônica muito positiva). Emoutras palavras, o neônio é o que apresenta menor tendência a receber oudoar elétrons.
kJ/mol kJ/mol
 Vemos também que alguns elementos tendem a doar seus elétrons maisfacilmente e outros a receber elétrons liberando energia. O processo dedoar ou receber elétrons leva à formação de cátions ou ânions,respectivamente. Espera-se, assim, que os dois íons formados interajamdevido às forças de atração eletrostáticas, formando uma ligação química.
 Historicamente, a propriedade dos átomos de formar ligações foi descritapor meio da sua camadacamada dede valênciavalência.
Valência de um átomo é o número de ligações que ele deve fazer paraalcançar a estabilidade, ou seja, para que alcance 8 elétrons na últimacamada.
Justamente pelo fato de que o poder de combinação está relacionado coma camada eletrônica mais externa, ela é chamada de camadacamada dede valênciavalência.
 Quando ocorre perda ou ganho de elétrons, com a formação de íons, avalência é chamada de eletrovalênciaeletrovalência e vem acompanhada de um sinal queindica a carga do íon formado.
 Portanto, para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos ou íons se aproximem. É fácil perceber que os elétrons mais externos (da camadacamada dede valênciavalência) são os responsáveis pelo tipo de ligação química que se estabelece, podendo haver formação de agregadosagregados iônicosiônicos ou moléculasmoléculas.
 GilbertGilbert NewtonNewton LewisLewis propôs, em 1916, uma forma derepresentação em termos de diagramas estruturais emque os elétrons aparecem como pontos.
 Um pouco antes dessa data, Ernest Rutherford haviamostrado que o númeronúmero totaltotal dede elétronselétrons em um átomoneutro era igual ao seu número de ordem sequencial, ounúmeronúmero atômicoatômico, na tabela periódica.númeronúmero atômicoatômico, na tabela periódica.
 A teoria de Lewis é frequentemente chamada de teoriateoriadodo octetoocteto, por causa do agrupamento cúbico de oitoelétrons.
Gilbert Lewis 
Um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica Um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons em sua camada mais externa.quando apresenta oito elétrons em sua camada mais externa.
 Existe uma lei geral da natureza segundo a qual todos os sistemas têmtendência a aumentar a sua estabilidade.
 Isso pode ser conseguido se os átomos adquirirem a configuraçãoestável de um gás nobre, com 8 elétrons na camada de valência (ou 2, seesta for a camada K) - s2p6.esta for a camada K) - s2p6.
 A configuração estável pode ser obtida pelo compartilhamentocompartilhamento outransferênciatransferência dede elétronselétrons de um átomo para outro.
 Dessa maneira, formam-se as ligaçõesligações químicasquímicas entre os átomos.
Cuidado: existem muitas exceções à Regra do Octeto.Cuidado: existem muitas exceções à Regra do Octeto.
 Os gases nobres são extremamenteextremamente estáveisestáveis e formados por átomos isolados.
 Observando a configuração eletrônica de todos os elementos, notamos quesomente os átomosdos gases nobres apresentam 8 elétrons na camada maisexterna (exceto o He).
 Como os gases nobres são os únicos que têm camada de valência com onúmero máximo de elétrons e são os únicos estáveis quando isolados, conclui-se que é essa particularidade que lhes dá estabilidade.
 Por isso, a configuração eletrônica com a camada de valência completa éconsiderada uma configuraçãoconfiguração estávelestável.
• Ligação iônica: resulta datransferência de elétrons deum metal para um não-metal.
Ex: MgO, K2Cr2O7, NiO
Ligações Químicas
• Ligação metálica: é a forçaatrativa que mantém metaispuros unidos.
Ex: Mg, Au, Cu
Ligações Químicas
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento deelétrons entre dois átomos. Normalmente encontradaentre elementos não-metálicos.
Símbolos de Lewis
• Os elétrons envolvidos nas ligações químicas são oselétrons de valência;
• Símbolos de Lewis: maneira simples de mostrar oselétrons de valência nos átomos;
– Consiste do símbolo do elemento químico + 1 ponto (.)para cada elétron de valência;para cada elétron de valência;
– Os pontos são colocados nos 4 lados do símbolo atômico;
– Cada lado pode acomodar até 2 elétrons
EstruturasEstruturas de Lewisde Lewis
1 = 1A2 = 2A13 = 3A14 = 4A
15 = 5A16 = 6A17 = 7A18 = 8A
Colunas na tabela periódica:Colunas na tabela periódica:
ou NaCl
ou Li2O
Símbolos de Lewis
O número de elétrons de valência de qualquer elemento representativo é o mesmo do número do grupo na tabela periódica!
1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A
Estabilidade dos gases nobres
• Átomos ganham, perdem ou compartilham elétrons
• Gases nobres→ estáveis
– Alta E.I, Baixa afinidade por elétrons extras e baixareatividade química;
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm umaconfiguração s2p6;configuração s2p6;
• Átomos em ligações: 8 elétrons de valência;
• Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilharelétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétronsde valência (4 pares de elétrons).
Ligação Iônica
Ocorre entre íons positivos e negativos e é caracterizada pelaexistência de forças de atraçãoatração eletrostáticaeletrostática entre os íons.
A ligação iônica ocorre, então, entre elementos que apresentamtendências opostas, ou seja, é necessário que um dos átomos possuatendência de perder elétrons e o outro a receber elétrons.tendência de perder elétrons e o outro a receber elétrons.
 ElementosElementos queque perdemperdem elétronselétrons, e formam cátions, são os queapresentam baixa energia de ionização (EI), como os metais alcalinos ealcalino-terrosos, ou seja, gruposgrupos 11AA ee 22AA, respectivamente.
 ElementosElementos queque ganhamganham elétronselétrons, e formam ânions, são aqueles quemostram alta afinidade eletrônica (AE), como os não-metais dos gruposgrupos66AA ee 77AA.
 Um dos exemplos mais representativos de uma ligação iônica é a formaçãodo sal de cozinha (cloreto de sódio), a partir dos átomos de sódio (Na, metal) ecloro (Cl, não-metal).
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 (tende a ceder um e- para atingir a configuração do Ne)Na+: 1s2 2s2 2p6 – configuração estável do Ne
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (tende a receber um e- para atingir a configuração do Ar)Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 – configuração estável do ArCl : 1s 2s 2p 3s 3p – configuração estável do Ar
Ligação Iônica
Considere a reação entre o sódio e o cloro:Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)
 A reação é fortemente exotérmica (libera 410,9 kJ de energia).
 Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem.Por quê?
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHof = - 410,9 kJ/mol
 O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou esseelétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a configuraçãoeletrônica do Ne e Cl- tem a configuração do Ar.
 Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando o íoncentral.
 O NaCl forma uma estrutura muito regular naqual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-.
 Similarmente, cada íon Cl- é circundado por 6 íons Na+.
 Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
 Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível uns dos outros e que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica. O que se faz é escrever a fórmula mínima, quer dizer, aquela que dá a mínima relação entre os íons presentes no composto iônico.
Método prático para escrever a fórmula mínima Método prático para escrever a fórmula mínima de um composto iônico.de um composto iônico.
[Ânion] y-y[Cátion]
x+
x
Exemplos:
1) Ca2+ e Cl- = CaCl1) Ca2+ e Cl- = CaCl2
2) Al3+ e O2- = Al2O3
Note que não são reações balanceadas, Note que não são reações balanceadas, são apenas exemplos do uso do método são apenas exemplos do uso do método para obtenção de fórmulas mínimas.para obtenção de fórmulas mínimas.
Determinação das fórmulas de compostos iônicos
• Ligação entre cálcio (metal) e cloro (ametal)
20Ca- [Ar] 4s2 (tende a doar 2 elétrons)
17Cl- [Ne]3s23p5(tende a receber 1 elétron)
Observações sobre a ligação iônica
• Íons positivos são formados quando metais perdem elétrons da camadade valência.
• Esta característica é comum a todos os metais, embora a configuraçãode gás nobre seja alcançada somente para os elementosrepresentativos;
• Metais de transição também formam íons, mas não seguem a regra eapresentam uma ou mais valências!
• Íons negativos são formados quando ametais ganham elétrons;
• Toda ligação iônica forma um sistema eletricamente neutro, i.e., comcarga total = 0.
– Total elétrons doados = Total de elétrons recebidos
 A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atraçãoatraçãoeletrostáticaeletrostática entreentre osos íonsíons dede cargascargas opostasopostas.
 Essa atração mantém os íons unidos, liberandoenergia (processo exotérmico) e fazendo com queeles formem um arranjo (ou rede tridimensional)como mostrado na figura ao lado.como mostrado na figura ao lado.
 Ou seja, NÃONÃO é a transferênciatransferência dede elétronselétrons deum átomo para outro o único fator na formaçãode uma ligação iônica.
 Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização quese obtém quando íons de cargas opostas são agrupados em um sólido iônico édada pela energiaenergia dede rederede.
Energia de RedeEnergia de Rede
Definição:
A energia de rede é a energia requerida para separarA energia de rede é a energia requerida para separarcompletamente um mol de um composto sólido iônicoem íons gasosos.
Energia de RedeEnergia de Rede
 O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons,de seus tamanhos e de seus arranjos no sólido.
 
 Q1 e Q2 são as cargas das partículas, d a distância entre seus centros e kuma constante de proporcionalidade, 8,99 x 10-9 Jm/C2.
 Essa equação indica que as interações de atração entre dois íons comcargas de sinais contrários aumenta a medida que suas cargas tambémaumentam.
Energia de RedeEnergia de Rede
 Além disso, a medida que a distância entre as cargas diminui,aumenta a atração e consequentemente aumenta a energia de rede.
 
aumenta a atração e consequentemente aumenta a energia de rede.
 Portanto, para um determinado arranjo de íons, a energia de redeaumenta à proporção que as cargas nos íons aumentam e que seusraios diminuem.
ResumindoResumindo: a energia de atração entre íons de cargas opostas dependede dois fatores:
1) oo valorvalor dasdas cargascargas dosdos íonsíons:: quanto maiores as cargas, maior será aatração e, em consequência, a energia terá um valor mais negativo;
2) aa distânciadistância entreentre osos íonsíons:: à medida que a distância aumenta (ouseja, dd se torna maior), a força de atração diminui e a energia ficamenos negativa. Essa distância é determinada pelo tamanho dos íons(raio atômico).
CicloCiclo dede BornBorn--HaberHaber parapara aa formaçãoformação dede NaClNaCl(s)(s)
Entalpia de formaçãodo NaCl(s) – rota direta:Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) DHf0[NaCl(s)]= -411 kJ/mol
Rota alternativa:Na(s) Na(g) DHf0[Na(g)] = 108 kJ/mol½ Cl2(g) Cl(g) DHf0[Cl(g)] = 122 kJ/molNa(g) Na+(g) + e- DH = EI (Na) = 496 kJ/molCl(g) + e-  Cl-(g) DH = AE (Cl) = -349 kJ/molNa+(g) + Cl-(g) NaCl(s) DH = -DHrede = ??Na (g) + Cl (g) NaCl(s) H = - Hrede = ??
PelaPela leilei dede HessHess:: aa entalpiaentalpia parapara dada rotarota diretadireta éé igualigual ààsomasoma dasdas entalpiasentalpias dada rotarota alternativaalternativa..
DHf0[NaCl(s)] = DHf0[Na(g)] + DHf0[Cl(g)] + EI (Na) +AE (Cl) - DHrede
-411 kJ = 108 kJ + 122 kJ + 496 kJ + (-349 kJ) + (- DHrede)
DDHHrederede == 788788 kJ/kJ/molmol
• A maior estabilização ocorre para íons que tem carga elevada esão pequenos
Natureza adotou umsólido iônico, fosfato decálcio para compor o
Energia de RedeEnergia de Rede
cálcio para compor onosso esqueleto:
Ca2+: pequenos, com carga dupla;PO43-: carga tripla
Conseqüência: se atraem fortemente e formam sólido rígido e insolúvel
PORQUE A ENERGIA DE REDE DO: ScN > MgO > LiF ?
PORQUE A ENERGIA DE REDE DO: NaCl > NaBr > NaI ?
Características dos compostos iônicos
• As atrações nãonão ocorremocorrem apenasapenas entre um cátion e umânion.
– Série de interações (atrações e repulsões) entre muitoscátions e ânions;
• Ligação iônica é uma característica do cristal como um• Ligação iônica é uma característica do cristal como umtodo: abaixamento da energia do cristal;
• Energia da rede cristalina: diferença entre a energia dosíons empacotados de um sólido e os íons muitoafastados de um gás;
Estrutura Cristalina do cloreto de sódio
Cada um dos íons Na+ é envolto por seis íons Cl-;
Cada íon Cl- é envolto por seis íons Na+;
(Fe, Cr, V, Nb) (Al, Ni, Ag, Cu, Au)
(Zn, Mg, Ti, Cd)
(Enxofre monocíclico)
(Enxofre ortorrômbico)
EstadoEstado físicofísico
 São sólidos à temperatura ambiente e, para separar os íons, destruindo oretículo cristalino, é necessário intenso aquecimento. Portanto, os compostosiônicos apresentam elevados pontos de fusão e ebulição.
Características dos compostos iônicos
• Dureza é a resistência que os sólidos apresentam;
• A resistência dos sólidos iônicos é devido ao arranjo geométricodos íons;
• Quando submetido a impacto, quebram facilmente, produzindofaces planas ;faces planas ;
• São, portanto, duros e quebradiços.
ConduçãoCondução dede eletricidadeeletricidade
 No estado sólido, praticamente não conduzem corrente elétrica,porque o arranjo reticular impede a mobilidade dos íons.
 Quando fundidos (estado líquido), tornam-se bons condutores, porqueânions e cátions estão livres para se moverem sob a influência de umcampo elétrico.
 Quando em solução aquosa são bons condutores porque a água separaos íons do retículo cristalino.
H2O destilada NaCl sólido NaCl em solução
NaCl
MgO
CaF2
CsCl
Exemplos: ligação iônica
Doam elétrons Recebem electrons
Grande maioria das substâncias
• Gases, líquidos ou sólidos com baixo ponto de fusão;
• Gasolina: vaporiza-se rapidamente
• Substâncias maleáveis na forma sólida: diferentespolímeros
• Modelo de ligação iônica não é adequado para estassubstâncias!
Ligação Covalente
Ligação covalente
• Os pares eletrônicos que se formam são constituídospor um elétron de cada átomo e pertencemsimultaneamente a ambos os átomos ligados;
• Como essa ligação ou valência é comum aos doisátomos, é chamada covalência.átomos, é chamada covalência.
Ligação covalente:É a ligação formada por compartilhamento de elétrons
Ligação covalente na molécula de H2
a) Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de H2;b) Distribuição de densidade eletrônica na molécula de H2;Densidade eletrônica concentra-se entre os núcleos!
O balanço das interações eletrostáticas é de atração
Ligação covalente
• Para que a molécula de H2 seja estável, as forçasatrativas devem exceder as forças repulsivas;
• O par de elétrons compartilhado atua como umaespécie de “cola” que liga os átomos entre si;
• O par eletrônico passa a pertencer simultaneamente aosdois átomos, não importando se os átomos são iguais oudiferentes;
Ligação Covalente
• Imagine que dois átomos de hidrogênio estão muito distantes umdo outro;
• À medida que eles são aproximados, a força atrativa entre amboscresce e tende a fazê-los ficar cada vez mais próximos.
Ligação Covalente
• Caso esta aproximação continue, as forças atrativas atingem umvalor máximo, e começam a enfraquecer, decrescendo atédesaparecer;
Ligação Covalente
A partir deste momento surgem forças repulsivas que crescemabruptamente com a aproximação interatômica;
Existe um valor de distância internuclear de equilíbrio, em que asforças de atração e repulsão se equilibram!
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Não esquecer que:
• A estabilidade eletrônica é alcançada, de um modogeral, quando os átomos atingem a configuraçãoeletrônica com 8 elétrons no nível de valência;
• Os pares de elétrons formados na ligação covalente sãocompartilhados pelos dois átomos, e são “contados”compartilhados pelos dois átomos, e são “contados”como constituintes de ambos;
• O número de covalência é igual ao número de elétronsque o elemento tende a compartilhar.
Estruturas de Lewis para ligação covalente
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos deLewis dos elementos:
Cl + Cl Cl Cl
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação érepresentado por uma única linha:
Cl Cl H F H OH
H N H
H CH
H
H
H
Desenhando estruturas de Lewis
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrarquais átomos estão ligados entre si e una-os com umaligação simples.
– Complete o octeto dos átomos ligados ao átomocentral.central.
– Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
– Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomocentral um octeto, tente ligações múltiplas.
Ligações Múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhadoentre 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 medidaque o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
Exemplos
1. Desenhe a estrutura de Lewis para :
a) CH2Cl2;b) PCl3;c) CO2;d) HCN;d) HCN;
e) PO43-f) C2H4;g) SO32-
Carga Formal
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewisobedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos.
• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamosa carga formal.
• A carga formal é a carga que um átomo teria em umamolécula se todos os outros átomos tivessem a mesmaeletronegatividade.
Carga Formal
• Para calcular a carga formal:
1. Determine os elétrons de valência de cada átomo;
2. Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) sãoatribuídos ao átomo no qual estão ligados;
3. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo emuma ligação.
4. Faça a subtração entre elétrons de valência e os elétronsatribuídos a cada átomo;
• Carga formal é obtida para cada átomo
Carga Formal
• Considere:
• Para o C:
– Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
C N
– Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligaçãotripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
– Carga formal: 4 - 5 = -1.
• Considere:
• Para o N:
– Existem 5 elétrons de valência (pela tabela periódica).
C N
Carga Formal
– Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligaçãotripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
– Carga formal = 5 - 5 = 0.
• Escrevemos:
C N
Carga Formal 
• A estrutura mais estável tem:
– a carga formal mais baixaem cada átomo,
– a carga formal mais negativa nos átomos maiseletronegativos.
Ex: Para o CO , existem 2 estruturas de Lewis possíveis.Ex: Para o CO2, existem 2 estruturas de Lewis possíveis.
Qual estrutura deve ser a preferencial?
Exercício
1. Três estruturas possíveis para o íon tiocianato, NCS-, são:
a) Determine as cargas formais dos átomos de cada uma das estruturas;
b) Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial?
2. Desenhe a estrutura SO32- e calcule a carga formal
Estruturas de Ressonância
• Algumas vezes encontramos moléculas e íons nos quais o arranjoconhecido dos átomos não é descrito adequadamente por uma únicaestrutura de Lewis.
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas (duplas ou• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas (duplas outriplas ligações) podem ter estruturas similares às ligações múltiplasentre diferentes pares de átomos.
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio (O3) tem duas ligaçõesidênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (maislonga) e uma ligação dupla (mais curta).
O
Estruturas de Ressonância
• As estruturas de ressonância são portanto, tentativas de representaruma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidadesextremas.
O
O O
• Analogia: Descrever uma molécula como uma mistura de diferentesestrutura de ressonância é o mesmo que descrever uma cor de tinta. Atinta verde é uma mistura de azul e amarelo. Ou seja, não podemosdescrever o verde como apenas uma cor primária.
Estruturas de Ressonância
• Analogia: A molécula de ozônio é uma mistura de duas estrutura deressonância. Ou seja, não podemos descrever a molécula de ozônio(O3) como apenas uma estrutura de Lewis.
Estruturas de Ressonância
• Como um exemplo adicional de estrutura de ressonância,consideremos o íon nitrato (NO3)-.
Estruturas de Ressonância
• Ao escrever as estruturas de ressonância, os mesmos átomos devemestar ligados a outros em todas as estruturas, de modo que as únicasdiferenças estejam no arranjo dos elétrons.
• Como vimos, em uma ligação covalente, os elétrons estãocompartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente nãosignifica compartilhamento igual daqueles elétrons.
Eletronegatividade
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estãolocalizados mais próximos a um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta da diferença deeletronegatividade entre os elementos envolvidos na ligação.
Eletronegatividade
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons parasi em certa molécula. Pauling estabeleceu as eletronegatividades emuma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Eletronegatividade e 
Polaridade de Ligação
Diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados Natureza da ligaçãoátomos ligados
0 a 0,2 Covalente apolar
0,3 a 1,4 Covalente polar
Maior ou igual a 1,5 Iônica
ligações covalentes apolares(compartilhamento de elétrons igual ou quaseigual);
Eletronegatividade e Polaridade de Ligação
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida dapolaridade de ligação:
ligações covalentes polares(compartilhamento de elétronsdesigual);
Valores maiores que 1,5: ligações iônicas (transferência de elétrons).
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
• Consideremos a molécula de 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, chamamos o HF de um dipolo.
Momento de dipolo
Definição:
Sempre que duas cargas elétricas de mesma magnitude, mas de sinaiscontrários são separadas por uma distância, estabelece-se um dipolo.
Podemos concluir que a molécula de HF é umamolécula polar!
• O momento de dipolo  é a ordem de grandeza do dipolo.
onde Q é grandeza das cargas.
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). 
Momento de dipolo
Qr
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). 
1D = 3.336 × 10 -30 C.m 
Exceções a regra do octeto
• A regra do octeto é uma regra muito limitada, válidaapenas a casos de elementos representativos:
– Falha ao lidar com ligações iônicas em metais de– Falha ao lidar com ligações iônicas em metais detransição;
– Moléculas com número ímpar de elétrons;
– Moléculas com deficiência em elétrons;
– Moléculas com expansão do octeto;
Moléculas com número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos.
• Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm umnúmero ímpar de elétrons.
• NO = 5+6 = 11 elétrons de valência
N O N O
O completo emparelhamento de elétrons é impossível para essas moléculas
Moléculas com deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são típicas paracompostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A (B e Be)
• O exemplo mais típico é o BF3.• Existem apenas 6 elétrons ao redor do átomo de Boro!!
Cargas formais nos átomos de B e F =0
E se o octeto fosse completado ao redor do
boro formando uma dupla ligação?
• Estrutura proposta força o Flúor a compartilhar elétronsadicionais com o Boro
• Inconsistente com a alta eletronegatividade do Flúor;
Comportamento químico do BF3 é consistente com a representação mostrada
• BF3 reage energeticamente com moléculas contendo umpar de elétrons não compartilhado:
Ex: NH3
Moléculas com expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções
• Moléculas ou íons podem acomodar mais de oitoelétrons no nível de valência de um átomo;
• Ex: como desenhar a molécula de PCl5?
10 elétrons ao redor do átomo de fósforo! 
Moléculas com expansão do octeto
• Outros exemplos SF4, SF6, AsF6-, ICl4-• Moléculas com átomos do 2° período, como NCl5 e OF4,não existem;
• Elementos do 2 período tem apenas orbitais 2s e 2p(podem acomodar apenas 8 elétrons)! Orbitais 3d estãomuito distante em energia!muito distante em energia!
• Elementos ≥ 3 período tem orbitais vazios nd
• Níveis de valência expandidos ocorrem, em geral,quando o átomo central está ligado a átomos menores emais eletronegativos (F, Cl, O) e quando o átomo centralé maior.
Exercício
Desenhe a estrutura de Lewis para os compostos abaixo,levando em conta a carga formal:
a) ICl4-b) PO 3-b) PO43-c) H2SO4d) HCO2-