Ligação química

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PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOSPROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva
SZZ −=ef
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Periodicidade nas propriedades atômicasPeriodicidade nas propriedades atômicas
RaioRaio atômicoatômico::
• Numa molécula simples, a distância entre os dois núcleos é
denominada distância de ligação.
• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade
da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.
distribuição eletrônica
na molécula
raio atômico
raio atômico covalente, ½ d
Tendências periódicas nos raios atômicosTendências periódicas nos raios atômicos
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Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) →→ Na+(g) + e-
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso:
Na+(g) →→ Na2+(g) + e-
Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade 
para se remover o elétron.
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Variações nas energias de ionização sucessivasVariações nas energias de ionização sucessivas
Há um acentuado aumento na energia de ionização 
quando um elétron mais interno é removido.
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Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo
gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- → Cl-(g) ∆E = -349 kJ / mol
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica como
endotérmica:
Ar(g) + e- → Ar-(g) ∆E > 0
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1
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Periodicidade nas propriedades químicasPeriodicidade nas propriedades químicas
MetaisMetais
Brilhantes, maleáveis e dúcteis;
Bons condutores de calor e eletricidade;
Energias de ionização baixas;
Baixas afinidades eletrônicas;
Tendem a formar íons carregados positivamente.
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Periodicidade nas propriedades químicasPeriodicidade nas propriedades químicas
MuitosMuitos óxidosóxidos metálicosmetálicos sãosão básicosbásicos::
Óxido metálico + água → hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
CaO(s) + H2O(l) →Ca(OH)2(aq)
O2-(aq) + H2O(l) → 2OH-(aq)
Óxido metálico + ácido → sal + água
NiO(s) + 2 HCl(aq) → NiCl2(aq) + H2O(l)
Periodicidade nas propriedades químicasPeriodicidade nas propriedades químicas
NãoNão--metaismetais
Não são brilhantes e são pobres condutores de calor e
eletricidade;
Sete não-metais existem como moléculas diatômicas:
» H2, N2, O2, F2 e Cl2 (gases)
» Br2 (líquido)
» I2 (sólido volátil)
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Periodicidade nas propriedades químicasPeriodicidade nas propriedades químicas
A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl)
que desinfeta a água de piscina:
Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HOCl(aq)
Os halogênios reagem com hidrogênio para formar haletos de
hidrogênio gasosos:
H2(g) + X2 → 2 HX(g)
Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos
fortes, com exceção do HF.
Periodicidade nas propriedades químicasPeriodicidade nas propriedades químicas
Por causa de suas afinidades eletrônicas, os não-metais tendem 
a ganhar elétrons quando reagem com metais:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
A maior parte dos óxidos não-metálicos tem caráter ácido:
P4O10(s) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq)
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Ligações QuímicasLigações Químicas
Ligação Iônica
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ
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Ligações QuímicasLigações Químicas
EnergiaEnergia dede rederede
– É a energia necessária para separar completamente um mol de
um composto sólido iônico em íons gasosos.
NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) ∆H = +788 kJ/mol
endotérmica
Na+(g) + Cl−(g) → NaCl(s) ∆H = −788 kJ/mol
exotérmica
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Ligações QuímicasLigações Químicas
EnergiaEnergia dede rederede
O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos 
íons, de seus tamanhos e de seus arranjos no sólido.
Energia potencial eletrostática:
d
E 21el
QQ
κ=
Ligações QuímicasLigações Químicas
Ligação Covalente
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Ligações QuímicasLigações Químicas
EstruturasEstruturas dede LewisLewis
– 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 QuímicasLigações Químicas
LigaçõesLigações MúltiplasMúltiplas
– É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado
entre dois átomos (ligações múltiplas):
– 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
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Ligações QuímicasLigações Químicas
PolaridadePolaridade dada LigaçãoLigação
– 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.
EletronegatividadeEletronegatividade
É definida como a habilidade de um átomo em atrair elétrons
para si numa molécula.
Ligações QuímicasLigações Químicas
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Ligações QuímicasLigações Químicas
EletronegatividadeEletronegatividade ee polaridadepolaridade dede ligaçãoligação
A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
−+
−
δδ
FH
Ligações QuímicasLigações Químicas
MomentosMomentos dede dipolodipolo
Sempre que duas cargas elétricas de mesma magnitude, mas
de sinais contrários são separadas por uma distância,
estabelece-se um dipolo.
A medida quantitativa da magnitude de um dipolo é chamada
momento de dipolo, denominado µ.
Se duas cargas iguais e contrárias, Q+ e Q–, são separadas
por uma distância r, a magnitude de dipolo é dada por:
Qrµ =
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Ligações QuímicasLigações Químicas
Desenhando a estrutura de Lewis
▪ ▪
C
H
H
▪
▪
▪
▪
▪ ▪
H
H
H
▪ ▪▪
▪ N
▪ ▪
▪
▪ H
H
H
▪ ▪
▪ ▪
▪
▪O
H
▪
▪
▪
▪
C
Cl
Cl
Cl
Cl
▪ ▪
▪ ▪▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪
▪ ▪
▪ ▪
▪ ▪
▪ ▪ ▪ ▪
▪ ▪
Ligações QuímicasLigações Químicas
EstruturasEstruturas dede LewisLewis tambémtambém sese aplicamaplicam aa moléculasmoléculas comcom cargacarga
CargasCargas positivaspositivas �� devemdevem serser subtraídossubtraídos elétronselétrons
Número de elétrons de valência:
5 (do N)
4 (dos 4 H)
-1 (da carga positiva)
8 (total de elétrons a ser mostrado)
H
▪ ▪▪
▪ N
▪ ▪
▪
▪ H
H
H +
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Ligações QuímicasLigações Químicas
EstruturasEstruturas dede LewisLewis tambémtambém sese aplicamaplicam aa moléculasmoléculas comcom cargacarga
CargasCargas negativasnegativas �� devemdevem serser adicionadosadicionados elétronselétrons
Número de elétrons de valência:
Íon hipoclorito, ClO-
7 (do Cl)
6 (do O)
+1 (da carga negativa)
14 (total a ser mostrado)
▪ ▪
▪ ▪
▪
▪ OCl
▪
▪
▪ ▪
▪ ▪ ▪
▪
-
Ligações QuímicasLigações Químicas
Etano, C2H6: 14 elétrons de valência
4 de cada C
1 de cada H
Hidrazina, N2H4: 14 elétrons de valência
10 (5 de cada N)
4 (1 de cada H)
Eteno (etileno), C2H4: 12 elétrons de valência
8 (do C)
4 (do H)
▪ ▪
C
H
H
▪
▪
▪
▪
▪ ▪
H
▪ ▪
C
H
▪
▪
▪ ▪
H
H
H
▪ ▪▪
▪ N
▪ ▪
▪
▪
H
▪ ▪
N
▪ ▪
▪
▪ H
H
▪ ▪
C ▪▪
H
H
▪ ▪
CH ▪▪
▪
▪
H
▪
▪
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Ligações QuímicasLigações Químicas
•• Estruturas de RessonânciaEstruturas de Ressonância:
– Ozônio, O3: 18 elétrons de valência (6 de cada O – Grupo VI A).
O
O
O O
O
O
Ligações QuímicasLigações Químicas
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
Pentacloreto de fósforo, PCl5: 40 elétronsde valência
5 do P
35 dos cinco átomos de Cl
A camada de valência do átomo de fósforo possui 10 elétronsA camada de valência do átomo de fósforo possui 10 elétrons
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▪Cl
▪
▪
▪ ▪
▪
▪Cl
▪
▪
▪
▪Cl▪▪
P
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▪ ▪
▪
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▪ ▪
▪
▪Cl
▪ ▪
▪ ▪
▪ ▪
Cl
▪
▪
▪ ▪
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Ligações QuímicasLigações Químicas
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
Trifluoreto de boro, BF3: a camada de valência contém menos 
elétrons do que o octeto.
A camada de valência do boro é ocupada por apenas A camada de valência do boro é ocupada por apenas 
três pares de elétronstrês pares de elétrons
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B ▪▪▪▪
F
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▪
F
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F
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