ligações quimicas (1)

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25/08/2015
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Química Geral
Profa: Hosane Ap. Taroco
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos
unidos.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois
átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para
um não-metal.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
Nessas ligações os e- ligantes tem grande mobilidade para movimentar
dentro da estrutura do metal. Isso dá origem às propriedades metálicas,
como altas condutividades elétricas e brilho.
Elétrons de valência
Na (Z = 11) [Ne]3s1 � família 1A
Si (Z = 14) [Ne]3s23p2 � família 4A
As (Z = 15) ) [Ar]3d10 � família 5A
Símbolos de Lewis
• É uma representação da localização dos elétrons da camada de
valência de um átomo;
• Os elétrons são representados como pontos ao redor do símbolo do
elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos
desemparelhados.
• Exemplo: Cl2
Cl + Cl Cl Cl
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Símbolos de Lewis
Metais alcalinos
Carbono
Halogênios
Oxigênio
Símbolos de Lewis
Fonte: Brown et al. (2007).
A regra do octeto
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração ns2np6.
• Apresentam alta energia de ionização, baixa afinidade
eletrônica e, por isso, deficiência geral de reatividade
química.
• 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 exceções à regra do octeto!!!
Tipos de Ligações
- Iônicas 
- Covalentes
- Metálicas
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Ligações iônicas
Forças eletrostáticas que existem entre 
íons de cargas opostas. 
Ocorre entre metais e ametais
Regra do octeto
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons até que a camada de valência esteja 
com 8 elétrons. 
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hºf = - 410,9 kJ
LigaçãoLigação iônicaiônica
Na+ � baixa energia de ionização (496 kJ/mol);
Cl-� alta afinidade eletrônica (- 349 kJ/mol).
Existe uma transferência completa de e-
F
o
nte
:
 B
ro
w
n
 
 et
 al
.
 
 (2007)
.
Formação das ligações iônicas
M(g) → M+ (g) + e-Metal
Não metal X(g) + e- → X-(g)
M+ (g) + X- (g) → MX
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Ligação entre Na+ e Cl-
Ciclo de Born –
Haber
Reação entre Sódio metálico e gás cloro 
Na(s) + ½ Cl2
(g)� NaCl (s)
kJH fo 9,410−=∆
LigaçãoLigação iônicaiônica
F
o
nte
:
 B
ro
w
n
 
 et
 al
.
 
 (2007)
.
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Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br. Acessado em Março/2012
Ligações Iônicas
Doa elétrons Recebe elétrons
Ligaçãocovalente
Ocorre entre átomos que 
possuem a mesma tendência de 
ganhar ou perder elétrons.
Elétrons compartilhados
Molécula de H2
-Comprimento de ligação:
0,074 nm
a) Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de
hidrogênio;
a) Distribuição eletrônica na molécula de H2. Concentração de
densidade eletrônica entre os núcleos leva a uma força de atração
líquida, que constitui a ligação covalente que mantém a molécula
unida.
LigaçãoLigação covalentecovalente
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diamante
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br. Acessado em Marçoq2012
Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
• 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
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
Estruturas de Lewis: servem para ajudar a entender as ligações
de muitos compostos e são muito utilizadas para discutir as
propriedades dos compostos.
Passos para desenhar as estruturas de Lewis:
Exemplo: PCl3 (tricloreto de fósforo)
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos:
P (grupo 5A) e Cl (grupo 7A): 5 + (3x7) = 26 elétrons
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples:
Cl P Cl
Cl
DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturas de Lewisde Lewis
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3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo
central;
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo
central;
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao
átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.
Lembre-se:
-Carga +: retire elétrons
-Carga -: some elétrons
Carga formal
Como decidir qual estrutura de Lewis é mais provável?
Carga formal: é a carga que o átomo teria, em uma 
molécula, se todos os outros
átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
CF = número de elétrons de valência no 
átomo isolado – número de elétrons 
na esturtura de Lewis.
Soma da carga formal do íon = carga do íon
Soma da carga formal da molécula = zero
Qual a carga formal do C e do N na estrutura 
do cianeto (CN-)?
Estruturas de ressonância
Estrutura de ressonância é um arranjo de 
elétrons intermediário entre as possíveis 
ligações de uma molécula.
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Benzeno: híbrido de ressonância 
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um 
octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons 
(comum com Be Z=4 e B, Z=5);
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um 
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
1º caso: número ímpar de elétrons
• EX: ClO2, NO e NO2
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2º caso: deficiência em elétrons
F: família 7 A
B: família 3 A• Ex: compostos 
dos grupos 1A, 
2A, e 3A;
• BF3
2º caso: deficiência em elétrons
Carga formal do B é mais negativa
que do F (na ligação dupla)� inconsistente
3º caso: expansão do octeto
• Comuns em moléculas formadas de átomos de grande
tamanho, ligados a elementos muito eletronegativos:
Exemplo: PCl5
• Comuns em ligações com metais de transição (Ex.: grupo
1B:Cu, Ag, Au):
Força das ligações covalentes
- Energia de uma ligação: é a variação 
de entalpia na quebra de uma ligação.
Energia média de ligação
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Ligações rompidas: 1 mol de C-H, 1 mol de Cl-Cl
Ligações formadas: 1 mol de C-Cl, 1 mol de H-Cl
Entalpia de reação 
Entalpia de ligação e comprimento de reação
Comprimento de ligação: é a distância entre os núcleos 
em uma ligação. 
C C
1,54 Å
348 kJ/mol
C C
1,20 Å
839 kJ/mol
C C
1,34 Å
614 kJ/mol
Quanto maior o número de ligações� mais forte e mais 
curta ela será
Ordem de ligação
C – C
OL = 1
C = C
OL = 2
C Ξ C
OL = 3
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Comprimento de ligação e 
ordem de ligação
Compare a ligação C-O no formaldeído 
(H2CO) e no monóxido de carbono (CO). 
Em que molécula a ligação CO é mais curta? 
Em que molécula essa ligação é mais forte?
• Eletronegatividade: mede a habilidade de um átomo em
uma molécula em atrair elétrons para si.
• A eletronegatividade de um átomo em uma molécula está
relacionada com sua energia de ionização e com sua
afinidade eletrônica, que são propriedades de um átomo
isolado.
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala 
de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).eELETRONEGATIVIDADE
Eletronegatividade
Habilidade do átomo de atrair elétrons para si em uma 
molécula. 
Polaridade da ligação e eletronegatividade
Ligação covalente apolar: elétrons estão igualmente 
compartilhados entre dois átomos.
Ligação covalente polar: um dos átomos exerce maior 
atração pelos elétrons ligantes que o outro. 
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• 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).
Eletronegatividade e tipo de ligação
Fo
n
te
: 
Br
o
w
n
 
 
e
t a
l. 
 
(20
07
).
F2= 4- 4 =0
Covalente apolar
HF= 4 - 2,1 =1,9
Covalente polar
LiF= 4 - 1 =3,0
Ligação iônica
- Regiões de alta densidade eletrônica são mostradas em vermelho;
- Regiões de baixa densidade eletrônica são mostradas em azul.
Momento de dipolo
H � F
µ = Q · r [C.m]
1 [Debye] = 3,34 x 10 -30 [C.m] 
HF
HCl
HBr
HI
Compostooo Comprimento de ligação (Å)
Diferença de 
eletronegatividade Momento de dipolo (D)
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Ligação metálica
• Estrutura formada por 
íons positivos e 
elétrons livres 
(deslocalizados) de 
valência.
elétrons
íons
Ilustração esquemática da ligação 
metálica
Propriedades associadas as 
ligações metálicas
• Alta condutividade elétrica e térmica;
• Ligações são móveis;
• Possuem o brilho metálico;
• São densos;
• São maeláveis e ductéis.
Ligas metálicas
Ouro 18 quilates: 75% de ouro e 25% de cobre e prata;
Aço: Ferro e carbono
Aço inox: Fe, C, Cr e Ni
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Bronze: Cu e Sn
AMÁLGAMA: Hg + Ag + Sn
- BROWN, T.L. et al. Química: a ciência central. 9 ed. São Paulo: Prentice
Hall, 2005. 972p.
- KOTZ, J.C; TREICHEL JR., P.M; WEAVER, G.C. Química geral e
reações químicas. 6 ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010. 1v. 611p.
- RUSSELL, J.B. Quimica geral. 2 ed. São Paulo: Pearson: Makron Books,
2008. 1v. 621p.
Referências Bibliográficas