Ligações Químicas e Eletronegatividade

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO IÔNICA:
refere-se às forças 
eletrostáticas que 
existem entre íons de 
cargas de sinais 
contrários.
LIGAÇÃO 
COVALENTE:
resulta do 
compartilhamento de 
elétrons entre dois 
átomos.
LIGAÇÃO 
METÁLICA:
são encontradas em 
metais como 
cobre,ferro e 
alumínio. Cada 
átomo está ligado a 
vários átomos 
vizinhos.
SÍMBOLOS DE LEWIS
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
Elétrons envolvidos em ligações químicas.
Consiste do símbolo químico do elemento mais 
um ponto para cada elétron de valência.
S [Ne] 3s2 3p4
 Seis elétrons de valência.
S
 O número de elétrons de valência de qualquer 
elemento é o mesmo do número do grupo do 
elemento da tabela periódica.
GASES NOBRES
Distribuições eletrônicas muito estáveis ( altas 
energias de ionização,baixas afinidades por 
elétrons adicionais e deficiência geral de 
reatividade química).
Oito elétrons de valência.
REGRA DO OCTETO
Os átomos tendem a ganhar, perder ou 
compartilhar elétrons até que eles estejam 
circundados por oito elétrons de valência.
 Octeto de elétrons: subníveis s e p completos.
LIGAÇÃO IÔNICA
O cloreto de sódio é 
composto de íons 
Na+ e Cl-, 
arranjados em uma 
rede tridimensional 
regular.
Na + Cl Na+ + Cl
-
NaCl
Metal de baixa energia de ionização.
Não-metal com alta afinidade por elétrons.
 Ocorre a transferência de um elétron do átomo de 
Na para um átomo de Cl.
 Cada íon tem um octeto de elétrons.
Reação do sódio com o cloro: exotérmica
 A remoção de um elétron de Na(g) para 
formar Na+(g) requer 496 kJ/mol.
 Adição de um elétron a Cl(g) libera 349 kJ/mol.
496 – 349 = 147 kJ / mol ?
 Esse valor propõe que os átomos de sódio e 
cloro estão infinitamente distantes um do outro.
 Atração de íons de carga oposta:
estabilidade dos compostos iônicos.
 Liberação de energia fazendo com que 
os íons formem um arranjo ou rede.
Energia de rede: a energia requerida para 
separar completamente um mol de um 
composto sólido iônico em íons gasosos.
NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol
Energias de rede para alguns 
compostos iônicos
Valores muito positivos: íons fortemente 
atraídos uns pelos outros nos sólidos.
A energia liberada pela atração entre os íons de 
cargas contrárias mais do que compensa a 
natureza endotérmica das energias de 
ionização, tornando a formação de compostos 
iônicos um processo exotérmico.
ÍONS DE METAIS DE TRANSIÇÃO
Metais de transição
Têm mais de três elétrons além do 
cerne de gás nobre.
Ag: [Kr] 4d10 5s1
 Os metais Cu, Ag, Au geralmente são 
encontrados como íons 1+.
 Os metais de transição quase sempre não 
formam íons com configurações de gás nobre.
Formação do íons positivos
Elétrons são perdidos do subnível
com maior valor de n.
Para formar íons, os metais de transição perdem 
primeiro os elétrons s do nível de valência, em 
seguida, tantos elétrons d quantos necessários 
para atingir a carga do íon.
Fe: [Ar] 3d6 4s2
Fe+2: [Ar] 3d6
CARACTERÍSTICAS DAS SUBSTÂNCIAS IÔNICAS
 Substâncias quebradiças com altos 
pontos de fusão.
 Em geral, são substâncias cristalinas, 
significando que os sólidos têm superfícies planas 
que fazem ângulos característicos entre si.
 Cristais iônicos quebram-se de maneira 
regular em superfícies planas.
LIGAÇÃO COVALENTE
Maior parte das substâncias químicas.
 Tendem a ser gases, líquidos ou sólidos 
com baixos pontos de fusão.
 Modelo diferente para a ligação química 
entre os átomos.
G. N. Lewis: os átomos poderiam adquirir 
uma configuração eletrônica de gás nobre 
pelo compartilhamento de elétrons com 
outros átomos.
LIGAÇÃO COVALENTE
H2
 Atrações entre os núcleos e os elétrons 
fazem com que a densidade eletrônica 
concentra-se entre os núcleos.
 Os dois núcleos são atraídos 
eletrostaticamente pela concentração de 
cargas negativas entre eles (“cola”).
Estrutura de Lewis
+ HH H H
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
LIGAÇÃO SIMPLES: Compartilhamento de um 
par de elétrons.
LIGAÇÃO DUPLA: Compartilhamento de 
dois pares de elétrons.
O + C + O O C O O C O
LIGAÇÃO TRIPLA: Compartilhamento de 
três pares de elétrons.
 A distância entre os átomos ligados 
diminui à medida que o número de pares de 
elétrons compartilhados aumenta.
N N N N N N
1,47 Å 1,24 Å 1,10 Å
POLARIDADE DA LIGAÇÃO
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR 
É aquela na qual os elétrons estão 
igualmente compartilhados entre 
dois átomos.
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR 
Um dos átomos exerce maior atração 
pelos elétrons ligantes que o outro.
ELETRONEGATIVIDADE
Habilidade de um átomo em atrair elétrons 
para si em certa molécula.
Relaciona-se com:
 Afinidade eletrônica.
 Energia de ionização.
ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO
Iônica
4,0-1,0 = 3,0
LiF
Covalente polarCovalente apolarTipo de ligação
4,0 -2,1 = 1,94,0 – 4,0 = 0Diferença de 
eletronegatividade
HFF2Composto
Com a diferença de eletronegatividade existe 
uma concentração de carga negativa no átomo 
mais eletronegativo deixando o átomo menos 
eletronegativo no lado positivo da molécula.
MOMENTOS DE DIPOLO
H F
δ+ δ-
H Fou
0,440,41,61HI
0,820,71,41HBr
1,080,91,27HCl
1,821,90,92HF
Momento de 
dipolo (D)
Diferença de 
eletronegatividade
Comprimento de 
ligação (Å)
Composto
0Trifluoreto de boro
1,47Amônia
2,98Cianeto de hidrogênio
0,97Sulfeto de hidrogênio
1,85Água
Momento dipolar, DEstruturaMolécula
F
B
FF
N
H H
H
H C N
S
H H
O
H H
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
Estabilidade de uma molécula: relacionada 
com a força das ligações covalentes.
Força de uma ligação covalente entre 
dois átomos: energia necessária para 
quebrar a ligação.
É a variação de entalpia, ∆H, para a quebra 
de uma ligação em particular em um mol de 
substância gasosa.
ENERGIA DE LIGAÇÃO
Cl Cl (g) (g)Cl2
∆H = E(Cl-Cl) = 242 kJ
H
C
H
HH (g) C (g) + H (g)4
∆ H = 1.660 kJ
Quatro ligações equivalentes no metano: calor de 
atomização é igual à soma das energias de ligação 
das quatro ligações C-H.
Entalpia média da ligação C-H para o CH4:
E(C-H) = (1.660/4) kJ / mol
ENTALPIAS MÉDIAS DE LIGAÇÃO (kJ/mol)