Ligação química

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Ligação Química 
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA
INSTITUTO DE QUÍMICA
Campus Universitário de Ondina,Tel/Fax(071) 3235-5166
40170-290, Salvador, Bahia, Brasil
Docente: Manuela de Santana Santos
Departamento: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
 Conceito
Ligação Química
• É uma força de atração eletrostática entre cargas. 
 Ligação iônica  atração entre íons.
 Ligação covalente  atração entre elétrons e núcleos.
 Ligação metálica  atração entre elétrons e núcleos.
 Símbolos de Lewis
Ligação Química
 Regra do octeto
Ligação Química
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons 
para ficarem com oito elétrons de valência. 
Ligação Química
 Substâncias iônica
i. São sólidos quebradiços
ii. Altos pontos de fusão
iii. São cristalinos
 Demais substâncias
i. São gases ou líquidos
ii. Ou sólidos com baixo ponto de
fusão
iii. Baixo ponto de ebulição
iv. Maleáveis
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
Os átomos poderiam adquirir uma configuração eletrônica de gás 
nobre, pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos. 
Ligação covalente 
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
 Formação da molécula de H2
As forças atrativas excedem 
as repulsivas.
• Densidade eletrônica na 
molécula
Balanço das interações 
eletrostáticas é de atração. 
está concentrada entre os núcleos.
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
 Formação da molécula de H2
1. Átomos separados possuem energia mais
elevada.
2. Átomos ligados possuem energia mais baixa
(mais negativa).
• Ao formar uma ligação química –
ocorre liberação de energia, exotérmico. 
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
 Formação da molécula de H2
• Comprimento de ligação –
distância ótima, na qual a 
energia do sistema atinge 
valor mais baixo.Atração
Repulsão
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
 Formação da molécula de H2
 Para separar átomos ligados é preciso
fornecer energia, endotérmico.
 Ao formar uma ligação química ocorre liberação de energia, exotérmico. 
Energia de ligação
Mesmo valor da energia liberada na formação da 
ligação, com sinal oposto. 
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
 Estruturas de Lewis
H2 H2O
Cl2 NH3
HF CH4
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
Para os não-metais, o n° de elétrons de 
valência, para um átomo neutro é igual ao 
número do grupo. 
 Como ficam os elétrons na ligação? 
Ligação Química
I. Um par de elétrons – ligação covalente simples;
II. Dois pares de elétrons – ligação covalente dupla;
III.Três pares de elétrons – ligação covalente tripla.
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
H2 O2
CO2 N2
Os átomos ficam mais próximos à medida 
que aumenta o n° de pares de elétrons 
compartilhados. 
 Como ficam os elétrons na ligação? 
Ligação Química
 Modelo de ligação de covalente – G. N. Lewis
 Como ficam os elétrons na ligação? 
Ligação Química
• Se átomos iguais -
elétrons compartilhados são igualmente atraídos pelos núcleos.
Ligação covalente apolar 
• Se átomos diferentes -
Elétrons ficarão mais próximos do átomo que exercer atração mais intensa. 
Ligação covalente polar
 Eletronegatividade 
Ligação Química
 Habilidade de um átomo em atrair elétrons para perto de si em certa 
molécula. 
 Está relacionada a energia de ionização e a afinidade eletrônica.
 É usada para estimar se uma ligação será polar, apolar ou iônica.
 Como ficam os elétrons na ligação? 
Ligação Química
• Se átomos iguais -
Ligação covalente apolar
• Se átomos diferentes -
Ligação covalente polar
 Como ficam os elétrons na ligação? 
Ligação Química
• Se átomos diferentes -
Ligação iônica
 Eletronegatividade – escala de Linus Pauling
Ligação Química
H
2,2
He
Li
1,0
Be
1,6
B
2,0
C
2,6
N
3,0
O
3,4
F
4,0
Ne
Na
0,93
Mg
1,3
Al
1,6
Si
1,9
P
2,2
S
2,6
Cl
3,2
Ar
K
0,82
Ca
1,3
Ga
1,6
Ge
2,0
As
2,2
Se
2,6
Br
3,0
Kr
Rb
0,82
Sr
0,95
In
1,8
Sn
2,0
Sb
2,1
Te
2,1
I
2,7
Xe
Cs
0,79
Ba
0,89
Tl
2,0
Pb
2,3
Bi
2,0
Po
2,0
At Rn
4,0
3,0 – 3,9 
2,0 – 2,9
1,0 – 1,9 
0 - 0,99
 Momentos de dipolo, 
Ligação Química
 - +
A própria molécula é um dipolo.
Molécula polar
O centro de cargas positivas não coincide com o centro de cargas negativas. 
Ligação Química
• Medida quantitativa da magnitude de um dipolo. 
 Momentos de dipolo, 
μ=Qr
Composto Δeletronegatividade μ (D)
HF 1,9 1,82
HCl 0,9 1,08
HBr 0,7 0,82
HI 0,4 0,44
• Q = magnitude das cargas separadas
• r = distância entre as cargas
 Desenhando estruturas de Lewis
Ligação Química
1. Somar os elétrons de valência de todos os átomos que formam a espécie
poliatômica;
2. Escrever os símbolos dos átomos envolvidos, mostrando qual átomo está
ligado a qual;
3. Desenhar uma linha () representando dois elétrons entre cad par de
átomos ligados;
4. Completar os octetos dos átomos ligados ao átomo central;
 Desenhando estruturas de Lewis
Ligação Química
5. Colocar os elétrons restantes no átomo central, mesmo que ultrapasse o
octeto;
6. Se não houver elétrons suficientes para que o átomo central complete o
octeto, tentar fazê-lo com ligações múltiplas.
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se
a regra do octeto para todos os átomos.
• A carga formal: aquela que um átomo teria na molécula se todos
os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
Carga formal
Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal.
1. Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao
átomo no qual estão localizados;
2. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação.
Carga formal
 Como calcular? 
CF = n° de elétrons de valência – n° de elétrons atribuídos 
(consiste em elétrons não ligantes mais metade dos elétrons de 
cada par)
Carga formal
 Como calcular? 
A estrutura mais estável será aquela:
• os átomos apresentem CF igual a zero ou próxima de zero;
• carga negativa esteja sobre o átomo mais eletronegativo.
Qual a estrutura de Lewis seria a preferida para o íon
tiocianato (NCS-)?
[N – C ≡ S]-
[N = C = S]-
[N ≡ C – S]-
Carga formal
• As cargas formais não representam cargas reais nos átomos. 
Carga formal
• As diferenças de eletronegatividade entre os átomos devem ser 
consideradas na determinação das distribuições reais de cargas nas 
moléculas e íons. 
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis.
O
O
O
Estruturas de ressonância
•O ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer 
uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
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
O
O
O
O
O
O
 Falhas à regra do octeto
Ligação Química
1. Para espécies com número ímpar de elétrons;
2. Para espécies nas quais os átomos não formam ligações múltiplas para
completar o octeto do átomo central;
3. Para espécies nas quais o átomo central temmais que oito elétrons.