Aula 5-Química geral I -turma N2

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Ligações Químicas
Química Geral I
Profª. Livia Carneiro
Ligações Iônicas:
Forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais
contrários, transferência de elétrons;
Interação entre metais do lado esquerdo da tabela periódica 
com não-metais do lado direito (excluindo-se grupo 8A)
Ligações Covalentes:
Compartilhamento de elétrons entre dois átomos
Entre elementos não-metálicos
Ligações Metálicas:
São encontradas em metais como cobre, ferro e alumínio;
Os elétrons ligantes estão relativamente livres para mover-se
pela estrutura tridimensional do metal.
• Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se 
transformarem em cátions; átomos não-metálicos tendem a 
ganhar elétrons para se transformarem em ânions.
• Ocorre entre elementos de baixa EI e alta AE.
• O número de elétrons que um átomo perde está relacionado
com sua posição na tabela periódica.
Ligação Iônica
Previsão das cargas iônicas
O íon Zn2+ é formado quando um átomo de zinco perde seus elétrons 4s mais externos 
(configuração 3s2 3p6 3d10)
Outra configuração de camada mais externa, relativamente estável, é ns2 np6 nd5, que 
se encontra nos íons Fe3+ e Mn2+
 São sólidos nas condições ambiente
 Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
 São condutores de eletricidade quando no estado líquido
(fundidos) ou quando dissolvidos em água.
 A maioria dos compostos são solúveis em água.
 As fortes atrações eletrostáticas fazem com que a maioria
dos materiais iônicos seja dura e quebradiça, com altos
pontos de fusão. (O NaCl funde-se a 801 ºC)
Propriedades dos compostos iônicos:
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ
Ligação iônica
A formação de um composto iônico
 A reação é violentamente exotérmica.
 Isso significa que o NaCl é mais estável do que os elementos que o 
constituem. Por quê?
 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.
Ligação iônica
 O NaCl forma uma estrutura muito
regular na qual cada íon Na+ é 
circundado por 6 íons Cl- e cada íon
Cl- é circundado por seis íons Na+.
 Arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
 Os íons são empacotados o mais
próximo possível.
 Não é fácil encontrar uma fórmula
molecular para descrever a rede
iônica.
Ligação iônica
Ligação Iônica 
Na(s) + ½ Cl2(g)  NaCl(s)
Exemplo: formação do NaCl (s)
• Levando em conta que a formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir de 
Na(g) e Cl(g) é endotérmica.
• Por que ocorre a formação de NaCl(s)?
• A energia liberada pela atração entre íons de cargas contrárias mais do
que compensa a natureza endotérmica das energias de ionização e
afinidade eletrônica, tornando a formação de compostos iônicos um
processo exotérmico.
 Após a formação dos íons (Na+ e Cl-) estes se juntam para formar um 
aglomerado, essa atração entre os íons positivos e negativos em um 
composto iônico é a chamada ligação iônica.
 Principal razão da Estabilidade da Ligação iônica:
Ligação iônica
Existência de uma atração entre os íons de cargas opostas, 
Esta atração mantém os íons unidos liberando energia, fazendo
com que eles formem um arranjo reticular ou rede
Energia de Rede Cristalina
 É a energia requerida para separar completamente um mol de um 
composto sólido iônico em íons gasosos.
 Se relaciona diretamente à estabilidade de um sólido; da atração
entre cátions e ânions em um cristal; não pode ser calculada
experimentalmente
 É uma medida da força da ligação iônica em compostos
sólidos. Estes valores estão fortemente relacionados com as 
temperaturas necessárias para fundir compostos iônicos.
Aplicação da Lei de Hess para o cálculo da energia de rede cristalina:
 Estabelece que se uma reação for executada em uma série de
etapas, o DH para a reação será a soma das variações de entalpia
para as etapas individuais.
Cálculo de energias de rede - Ciclo 
de Born Haber
 Uma aplicação da Lei de Hess é a determinação de energias 
reticulares por via indireta, através de um ciclo de Born-
Haber. 
 Este procedimento, desenvolvido por Max Born e Fritz 
Haber, assume que a formação de um composto iônico 
ocorre numa série de etapas. 
 Conhecendo-se as energias de ionização, afinidades 
eletrônicas e outras propriedades das espécies envolvidas, 
é possível calcular a energia reticular de compostos iônicos.
Energia de Rede ou Reticular
 Energia para romper a estrutura do NaCl: 
NaCl(s)  Na+(g) + Cl-(g) DH = +788 kJ/mol (endotérmica)
 A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase
gasosa é exotérmica:
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) DH = -788 kJ/mol (exotérmica)
Ciclo de Born-Haber 
para a formação do 
NaCl(s):
A entalpia de formação
de NaCl(s) a partir do
sódio e cloro elementar é
igual à soma das
energias de várias etapas
individuais (Lei de Hess).
Energia Reticular
Etapa 2: Formação de Cl(g)= +244 kJ/mol
DHf[NaCl(s)] = DHEtapa1 + DHEtapa2 + DHEtapa3 + DHEtapa4 + DHEtapa 5(rede)
Etapa 4: Formação de Cl-(g): Cl(g) + e
- → Cl-(g) = -349 kJ/mol
Etapa 1: Formação de Na(g)= +108 kJ/mol
Etapa 3: Formação de Na+: Na(g) → Na
+
(g) + e
- = +496 kJ/mol
DHf NaCl(s) = -411kJ/mol
DHEtapa 3(retículo) = +788 kJ/mol
Etapa 5: Formação do NaCl(s): -DH rede
Ligação iônica
• O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons, de seus
tamanhos e de seus arranjos nos sólidos.
• A energia potencial da interação entre duas partículas carregadas é dada por:
• Q1 e Q2 são as cargas nas partículas, d é a distância entre seus centros e k é 
uma constante (8,99x109 Jm/C2)
Eel = k Q1Q2
d
• Esta equação indica que as interações de atração entre dois íons com cargas de 
sinais contrários aumentam à medida que os módulos de suas cargas também
aumentam e que a distância entre seus centros diminui.
• Portanto, para determinado arranjo de íons, a energia de rede aumenta à 
proporção que as cargas nos íons aumentam e que seus raios diminuem.
Ligação iônica
• A energia de rede aumenta à proporção que as cargas nos íons
aumentam e que seus raios diminuem
Exemplo:
• Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de 
energia de rede: NaF, CsI e CaO.
 Compartilhamento de elétrons para atingir o octeto
 Força da ligação: atração entre os elétrons compartilhados e os
núcleos positivos dos átomos que participam da ligação.
 Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder
ou ganhar um elétron para formar um octeto.
 Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
Ligação covalente
Ligação covalente
Distribuição da densidade eletrônica nas moléculas. 
Ex. molécula de H2.
Diagrama de energia para a 
formação do H2
 A uma distância internuclear
pequena a energia sobe
excessivamente (repulsão entre os
dois núcleos);
 A distância de separação mais 
estável (a de menor energia) entre 
os dois núcleos ocorre quando a 
energia é mínima (atrações e 
repulsões equilibradas);
 A altura desse mínimo é a 
quantidade de energia que precisa 
ser fornecida para separar os 
átomos e é chamada de energia de 
ligação;
Ligação covalente
Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de 
Lewis dos elementos:
• O número de ligações covalentes que um átomo formará pode ser 
previsto contando-se o número de elétrons que faltam para atingir
uma configuração eletrônica estável
• 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
Ligação covalente
Compostos iônicos e moleculares
Compostos moleculares
Símbolos de Lewis
Estrutura de Lewis
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.
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central, aos
pares.
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central
um “octeto”, tente ligações múltiplas.
Exemplos: BrO3
-; PCl3; CCl4; SF4;
Desenhando as estruturas de Lewis
• Todos os gases nobres têm uma configuração s2p6, com exceção
do He (s2) 
• 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.
PCl5, SF6
Regra do Octeto
Ligações múltiplas
• 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
 Neste tipo de ligação covalente o par eletrônico é trazido
apenas por um dos átomos da ligação.
 Costuma ser representada por uma seta que vai do átomo
doador para o átomo receptor do par eletrônico, também
obedecendo à regra do octeto.
 Exemplos: O3; NO3
- ; CO3
2-
Ligação covalente coordenada (dativa)
 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
Estruturas de ressonância
Estruturas de ressonância
 As estruturas de ressonância são tentativas de representar
uma estrutura real, que é uma mistura entre várias
possibilidades extremas.
Estruturas 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, SO2 e benzeno.
O
O
O
O
O
O
Estruturas 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.
Estruturas de ressonância
Ressonância no benzeno
• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de
tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos
de C:
• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas
chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).
Estruturas de ressonância
 O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
 Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão
localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
 Se cada elemento possui uma carga nuclear e uma configuração
eletrônica diferente, consequentemente, os átomos de diferentes
elementos terão capacidades diferentes em atrair elétrons;
 O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares.
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
 Eletronegatividade: é a capacidade de um átomo em atrair
elétrons para si em certa molécula .
 Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 
0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
Eletronegatividade:
atração que um átomo
exerce sobre seus
elétrons, em uma ligação
química.
A eletronegatividade
aumenta: ao longo de 
um período e ao
subirmos em um grupo.
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
 A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da
polaridade de ligação:
 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).
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
 Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
 A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar
é representada por + e o polo negativo por -.
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
Momentos de dipolo
• Considere 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.
Dipolo: é estabelecido quando duas cargas elétricas de mesma
magnitude são separadas por uma distância.
• O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do dipolo:
onde Q é a grandeza das cargas.
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
• Ex.: CO2 (apolar), H2O (polar)
Qr
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
 Ordem de ligação: é o número de ligações covalentes que
existem entre um par de átomos; expressa o fator de intensidade
da densidade eletrônica.
 Energia de ligação: quantidade de energia necessária para
quebrar a ligação e produzirem-se fragmentos neutros
 Comprimento de ligação: distância entre os núcleos de dois
átomos ligados;
A intensidade da densidade eletrônica entre os núcleos afeta o
comprimento de uma ligação e a energia de ligação
Propriedades das ligações covalentes:
Energia de Ligação:
É a variação da entalpia (DH) para a quebra de uma ligação em particular em um mol de uma 
substância gasosa. É sempre uma grandeza positiva; é sempre necessário fornecer energia 
para romper uma ligação química.
Exemplo: DH = E (Cl – Cl) = 242 kJ/mol
Propriedades das ligações covalentes:
Movimento vibracional dos átomos em uma molécula:
Para um dado par de átomos, à medida que a ordem de ligação
aumenta, aumenta a frequência de vibração (aumenta a força atrativa
que liga os núcleos entre si.
Frequência de vibração
Ordem de ligação
Espectrofotometria de 
Infravermelho
 Os compostos orgânicos também absorvem radiação na região do
infravermelho;
 Essa energia não é suficiente para provocar excitação dos elétrons
mas faz com que os átomos dos compostos vibrem com maior
rapidez em torno das ligações covalentes que os unem.
Espectrofotometria de 
Infravermelho
Espectrofotometria de 
Infravermelho