Aula 2 Ligaà ões Quà micas (1)

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Ligações Químicas
Compostos são grupos de átomos ligados entre 
si por poderosas forças de atração
Regra do octeto
• 1916, Gilbert N. Lewis
• Mostrou que a falta de reatividade química dos gases
nobres (grupo 8A) indica um alto grau de estabilidade
em suas configurações eletrônicas. Ex.: Helio (1s2),
Neônio (2s2 2p6), Argônio (2s2 2p6)
• Tendência de os átomos reagirem de modo a formar
uma camada externa com oito elétrons de valência é
particularmente comum entre elementos dos grupos
1A-7A.
• Um átomo com quase 8 elétrons de valência tende a
ganhar os elétrons necessários para chegar a oito
elétrons em sua camada de valência e atingir uma
configuração como aquela do gás nobre mais próximo
do seu número atômico.
ÍONS
• Ao ganhar elétrons, o átomo torna-se um íon com
carga negativa denominado ânion.
• Um átomo com apenas um ou dois elétrons de
valência tende a perder o nº de elétrons necessário
para uma configuração eletrônica como a do gás
nobre mais próximo em Z. Ao perder, torna-se um
íon de carga positiva, denominado cátion.
Nº de prótons e nêutrons no núcleo permanece inalterado, muda 
somente o nº de elétrons na camada de valência do átomo. 
A regra do octeto dá uma boa direção para 
entender por que os elementos dos grupos 1A-
7A formam seus íons, entretanto...
• Íons dos elementos dos períodos 1A e 2A com
cargas maiores que +2 são instáveis. Ex.: B 3
elétrons de valência, C 4 elétrons de valência
• A regra do octeto não se aplica aos elementos do
grupo 1B – 7B (transição), cuja maioria forma íons
com 2 ou mais cargas diferentes.
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.
Regra do octeto:
• Uma grande variedade de moléculas compartilha elétrons até
um total de 8e na camada de valência.
• Lewis se baseou no fato dos gases nobres não formarem
ligações químicas, eles são encontrados sozinhos na natureza.
Logo átomos estáveis são átomos com 8e na camada de
valência ou distribuição eletrônica semelhante a um gás
nobre ns2 np6 (camada fechada).
• Regra do octeto é aplicada, preferencialmente, aos elementos
representativos, ate o 3° período. No entanto, já dentro
destes, existem os que fazem exceções: a hiper-valência ou
expansão da regra do octeto.
• Obs: H e Li, seguem a regra do octeto, porque ficam estáveis
com 2e (dubleto) na CV (1s2), seguem o átomo de He.
Diferenças entre as propriedades de 
átomos e seus íons
Ligações Químicas
• De acordo com o modelo de Lewis de ligações
químicas, os átomos se ligam de tal modo que cada um
adquire uma configuração eletrônica na camada de
valência igual a dos gás nobre mais próximo em Z.
• Há 2 maneiras de os átomos adquirirem CV completas:
- Perder ou ganhar elétrons. A ligação iônica resulta da
força de atração eletrostática entre um cátion e um
ânion.
- Compartilhar elétrons com um ou mais átomos. A
ligação covalente resulta da força de atração entre
átomos que compartilham um ou mais pares de
elétrons
PRINCIPAIS TIPOS DE 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.
Como saber se dois átomos num composto 
estão ligados por ligações iônicas ou 
covalentes?
• Uma das maneiras é considerar as posições
relativas dos dois átomos na tabela periódica:
- Ligações iônicas geralmente se formam entre um
metal e um não-metal. Ex.: NaCl
- Ligações covalentes geralmente se formam quando
dois não metais, ou um metalóide e um não-metal
se combinam. Ex.: H20
• Outra maneira é comparar a eletronegatividade dos
átomos envolvidos.
Eletronegatividade
• Medida da atração de um átomo pelos elétrons que
ele compartilha em uma ligação química com outro
átomo.
• Linus Pauling, em 1930 elaborou uma escala, onde
é atribuída ao F (elemento mais eletronegativo) a
eletronegatividade 4,0 e a todos os outros átomos,
são atribuídos valores relativos ao F.
Varia da esquerda para direita e de 
baixo para cima:
Carga positiva crescente do 
núcleo: atração mais forte
para elétrons da CV. 
Distância cada vez menor 
entre os elétrons de 
valência e o núcleo: 
atração mais forte 
Energia de Ionização
• Quantidade de energia necessária para
remover um elétron de um átomo. A
eletronegatividade mede a força utilizada por
um átomo para reter os elétrons que
compartilha com outro.
Ligação Iônica 
• Formada pela transferência de um ou mais elétrons da
CV de um átomo de menor eletronegatividade para a
CV de um átomo de maior eletronegatividade.
• O composto formado pela atração eletrostática entre
os íons é denominado composto iônico. Não são
moléculas, mas apresentam proporção definida de um
íon para outro, demonstrada em suas fórmulas. Ex.:
NaCl.
Ligação Iônica
Previsão de fórmulas de compostos 
iônicos:
• Íons são carregados, mas a matéria que nos
deparamos no dia-a-dia é eletricamente
neutra. Se houver íons, o nº total de cargas
negativas e positivas será igual.
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.
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
• É formada quando pares de elétrons são
compartilhados entre átomos cuja diferença de
eletronegatividade é menor que 1,9.
• O par de elétrons é compartilhado entre os dois
átomos e preenche a CV de cada átomo envolvido na
ligação. Ex.: H2 (ligação simples) cada átomo de H tem
dois elétrons em sua CV e uma config. Eletrônica como
o He (gás nobre mais próximo em Z.)
LIGAÇÃO COVALENTE
Maior parte das substâncias químicas.
Tendem a ser gases, líquidos ou 
sólidos com baixos pontos de fusão.
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
Ligação Covalente – Cl - Cl
Ligações Covalentes Polares e 
Apolares
• Embora todas as ligações covalentes envolvam
o compartilhamento de elétrons, elas diferem
no grau desse compartilhamento.
• Essa classificação depende da diferença de
eletronegatividade entre os átomos ligados:
- Apolar: elétrons igualmente compartilhados
- Polar: compartilhados de modo desigual (gera
um dipolo = dois pólos)
Mapa de densidade eletrônica: modelo 
molecular onde a cor azul indica a presença 
de uma carga parcialmente positiva e a cor 
vermelha, uma carga parcialmente 
negativa
Diferença de 
eletronegatividade
Tipo de 
ligação
Mais 
provavelmente 
formado entre
< de 0,5 Covalente 
Apolar
Dois não-metais
ou umnão metal 
e um metalóide
De 0,5 a 1,9 Covalente 
Polar
Dois não-metais
ou um não metal 
e um metalóide
> de 1,9 Iônica Metal e não-
metal
Representação esquemática de uma 
molécula polar
Dipolos elétricos ocorrem 
quando os centros das 
cargas positivas não 
coincidem com o centro 
das cargas negativas em 
uma molécula
ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO
Composto F2 HF LiF
Diferença de 
eletronegatividade
4,0 – 4,0 = 0 4,0 -2,1 = 1,9 4,0-1,0 = 3,0
Tipo de ligação Covalente apolar Covalente polar Iônica
Desenhar a estrutura de Lewis dos 
compostos covalentes
• Determine o nº de valência de elétrons da molécula
• Determine a conectividade dos átomos (que átomos 
estão ligados entre si) e conecte os átomos ligados por 
ligações simples:
- Os H são sempre átomos terminais na estrutura (periféricos), nunca 
se encontram ligados entre dois outros átomos 
- O átomo central é o que se encontra em menor número na fórmula 
molecular ou normalmente o átomo menos eletronegativo 
(freqüentemente C,N,P,S)
• Arranje os elétrons restantes de modo que cada átomo 
tenha uma camada externa completa. 
Estrutura de Lewis:
• Esquema que mostra as ligações e pares de e-
isolados numa molécula (três etapas):
a) Somar todos os e- de valência dos átomos
envolvidos (fazer distribuição eletrônica);
b) Escreva os símbolos dos elementos ligados entre
si. Átomo do centro sempre o de maior raio;
c) Distribua os elétrons em pares formando
ligações simples e em seguida formando ligações
múltiplas;
Ligações covalentes
• Ligação covalente: átomos vizinhos diferentes
compartilhando elétrons. O compartilhamento se da
por ligações simples, duplas e triplas.
• Ligações simples: duas espécies químicas
compartilhando um par de elétrons;
• Ligações duplas: duas espécies químicas
compartilhando dois pares de elétrons;
• Ligações triplas: duas espécies químicas
compartilhando três pares de elétrons;
• Par isolado: par de elétrons de valência (na CV) não
compartilhado em um átomo (não foram utilizados na
ligação química).
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.
Exceções à regra do octeto
• Átomos de elementos do segundo período utilizam
um orbital 2s e 3 orbitais 2p para ligação. Estes 4
orbitais podem conter 8 elétrons de valência (daí a
regra do octeto)
• Átomos de elementos do terceiro período têm um
orbital 3s; 3 orbitais 3p e cinco orbitais 3d,
podendo acomodar mais de 8 elétrons na camada
de valência, sendo assim exceções à regra do
octeto.
Ligações Inter-moleculares
Ilustração esquemática da ligação de van 
der waals
São ligações secundárias 
fracas que estão 
relacionadas a atração 
de dipolos elétricos
Representação esquemática da ligação de Van 
der Waals para o ácido fluorídrico
Ligações por dipolos induzidos 
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
+ 
-
H F
ou
Composto Comprimento de 
ligação (Å)
Diferença de 
eletronegatividade
Momento de 
dipolo (D)
HF 0,92 1,9 1,82
HCl 1,27 0,9 1,08
HBr 1,41 0,7 0,82
HI 1,61 0,4 0,44
Molécula Estrutura Momento dipolar, D
Água 1,85
Sulfeto de hidrogênio 0,97
Cianeto de hidrogênio 2,98
Amônia 1,47
Trifluoreto de boro 0
F
B
FF
N
H H
H
H C N
S
H H
O
H H
Atração por ligações de hidrogênio entre 
moléculas de água
Expansão da água no estado sólido