Aula 01 Ligação Química vsf 2016 2 [Modo de Compatibilidade]

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Ligações Químicas
Faculdade do Centro Leste-UCL
Departamento de Engenharia Química
Prof. D.Sc. Felipe Augusto Moro Loureiro
famoro@ucl.br
Serra - ES
2016 1
� Conceitos básicos como pré-requisitos:
�Tabela periódica;
�Estrutura eletrônica dos átomos.
Ligações Químicas
� Objetivos:
�Compreender a diferença entre ligação iônica, covalente
e metálica;
�Desenhar estruturas de Lewis para moléculas pequenas;
�Usar a eletronegatividade para prever polaridades de
ligações e moléculas;
�Compreender as propriedades das ligações e sua
influência nas propriedades de seus compostos;
2
Ligações 
Químicas
Propriedades 
de 
compostos 
Existência de 
compostos
Entre 
outras...
Projetar 
novos 
materiais
Aplicações 
específicas 
de materiais
-Por que estudar?
3
Ligações Químicas
Energia
(E) Átomos separados
Compostos
4
Ligações Químicas
Energia
(E) Átomos separados
Compostos
Ligação Química
“Força que mantém 
dois ou mais 
átomos unidos”
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Ligações Químicas
Energia
(E) Átomos separados
Compostos
Ligação Química
•Transferência de
elétrons:
Ligação Iônica
•Compartilhamento
de elétrons:
Ligação covalente
•Ligação metálica
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- G. N. Lewis (1875-1946)
- Regra do Octeto
Ligações Químicas
“O arranjo dos elétrons de valência
e torno de um átomo em quatro
grupos sugere que a camada de
valência de um elemento principal
do grupo pode acomodar um
máximo de quatro pares de
elétrons. Como este arranjo
representa um total de oito elétrons,
o chamamos octeto de elétrons”.
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• Regra do octeto:
Ligações Químicas
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• Elétrons de Valência
• Elétrons de Camada de Valência externa (s e p);
Ligações Químicas
Elemento Grupo 
Periódico
Elétrons 
Internos
Elétrons de 
Valência
Configuração 
Total
Elementos do Grupo Principal
Na 1 1s22s22p6 = [Ne] 3s1 [Ne] 3s1
Si 14 1s22s22p6 = [Ne] 3s23p2 [Ne] 3s23p2
As 115 1s22s22p63s23p63d10 =
[Ar] 3d10
4s24p3 [Ar] 3d104s24p3
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• Elétrons de Camada de Valência Interna ns e (n-1)d.
Ligações Químicas
Elemento Grupo 
Periódico
Elétrons 
Internos
Elétrons de 
Valência
Configuração 
Total
Elementos de Transição
Ti 4 1s22s22p63s23p6 = [Ar] 3d24s2 [Ar] 3d24s2
Co 9 [Ar] 3d74s2 [Ar] 3d74s2
Mo 6 [Kr] 4d55s1 [Kr] 4d55s1
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- Símbolo de Lewis:
Ligações Químicas
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- É formada quando um ou mais elétrons que são
transferidos de um átomos para o outro, criando um
íon positivo e um íon negativo.
- Ocorre entre:
- Atração eletrostática entre íons com cargas opostas
Ligações Químicas: Ligação Iônica
metal e ametal
metal e hidrogênio
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- Exemplo: NaCl
Ligações Químicas: Ligação Iônica
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- Energia de rede: é a energia necessária para separar
completamente um mol de um composto sólido iônico
em íons gasosos.
- A energia de rede depende das cargas nos íons e dos
tamanhos dos íons:
- k é uma constante (8,99x109 J m/C2), Q1 e Q2 são as
cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros.
Energias envolvidas na formação da 
ligação iônica
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- Energia reticular ou Entalpia de formação:
Exemplo: NaCl. 
Na(s) + ½Cl2(g) � NaCl (s) ∆Ho = -411,12kJ/mol
∆ Hof[NaCl(s)]= ∆ HETAPA1a+ ∆ HETAPA1b+ ∆ HETAPA2a+ ∆ HETAPA2b+ ∆ HETAPA3
Energias envolvidas na formação da 
ligação iônica
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Propriedades Compostos Iônicos
São sólidos nas CNTP;
São duros e quebradiços;
Possuem alto Ponto de Fusão e 
Ebulição;
Conduzem corrente elétrica quando 
fundido ou em solução (não conduzem 
corrente elétrica no estado sólido);
Formam retículos cristalinos. 17
Ligações Químicas: Ligação Covalente
Covalente polar
Formadas pelo compartilhamento de elétrons
Ocorre entre
Covalente apolar
ametal e ametal
ametal e hidrogênio
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Ligações Químicas
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- Exemplo: H2
Ligações Químicas: Ligação Covalente
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Ligações Químicas: Ligação Covalente
• Flúor (F2): Molécula Homonuclear.
• Ácido clorídrico (HCl): Molécula Heteronuclear.
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Propriedades da Ligação Covalente
• São líquidos ou gasosos nas CNTP
(caso em sólidos fundem-se
facilmente).
• Possuem baixos Ponto de Fusão e
Ebulição;
• Não conduzem corrente elétrica
(exceto , ácidos em solução aquosa e
carbono grafite).
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Determinando Estruturas de Lewis
• Regras; Ex.: CH2O
1. Determinar o arranjo de átomos em uma molécula.
Obs. O átomo central geralmente é o átomo de menos
eletronegativo.
2. Determine o número de elétrons de valência.
3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados,
formando uma ligação simples.
4. Use todos os pares restantes como pares isolados em torno do
átomo terminal.
5. Caso o átomo central tiver menos de oito elétrons, mova um ou
mais pares isolados dos átomos terminais para uma posição
intermediária entre o átomo e o terminal formando múltiplas
ligações.
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Ligações Químicas
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Exceções a Regra do Octeto
Deficiência de Elétrons
• Deficiência de Elétrons;
• Ocorre principalmente em elementos como Boro e 
Berílio.
• Ex.; Molécula de BF3, Borax (Na2B4O7.10H2O)
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Exceções a Regra do Octeto
Hipervalência
• Expansão do Octeto:
• A partir do segundo período os elementos não
seguem a regra do octeto.
• Elementos que demandam a presença de mais do que
um octeto de elétrons em torno de pelo menos um
átomo.
• Ex.; Fósforo e Enxofre
• PCl5 e SF6
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Exceções a Regra do Octeto
• Moléculas com número ímpar de elétrons;
• Moléculas nas quais um átomo tem menos de um
octeto, ou seja, deficientes em elétrons: Deficiência
de elétrons.
• Moléculas nas quais um átomo tem mais do que um
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto:
Hipervalência.
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Exceções a Regra do Octeto
Número ímpar de elétrons
• Em alguns casos como Cloro e Nitrogênio;
• Ex.; ClO2 e NO2
17 elétrons de valência
• N = O
11 elétrons de valência
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Ligações Químicas: Ligação Metálica
Íon metálico 
carregado 
positivamente
“Mar de elétrons”
- Força atrativa que mantém metais unidos.
- Propriedades: Altos Ponto de Fusão e Ebulição;
- Condução de elétrons e calor na fase sólida;
- Brilho, maleabilidade, ductilidade.
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� Triangulo de Ketelaar:
Ligações Químicas
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Representação Esquemática
� Estruturas de Carbono:
� Carbânion;
� Carbocátion
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Representação Esquemática
� Ligações Covalentes possíveis.
� Exemplos;
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Orbitais Atômicos em Ligação
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� Os elétrons estão distribuídos em orbitais 
atômicos diferentes.
Para ocorrer as ligações entre átomos será 
necessário a aproximação dos átomos.
Orbitais Atômicos em Ligação
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� Ligação que ocorre com o átomo de 
carbono envolve os orbitas atômicos de 
valência:
� Orbitais 2p;
Orbitais Atômicos em Ligação
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� Ligação sigma (σ): Ligação Simples
� Ex.: Hidrogênio H2
Orbitais Atômicos em Ligação
� Comprimento da Ligação:
Para a Ligação de H – H é de 0,74Å.
Como a ligação gera a estabilidade das
moléculas de H.
Processo exotérmico (espontâneo) libera
energia de 105Kcal/mol.
-
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Orbitais Atômicos em Ligação
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Resumo:
� Átomos ligam-se uns aos outros se energia é liberada no
processo.
� O abaixamento de energia é devido às interações atrativas entre
cargas de sinais opostos – Ligação Iônica.
� O abaixamento de energia é devido às interações atrativas entre
núcleos e elétrons dos pares partilhados – Ligação Covalente.
� As configurações dos átomos controlam sua combinação com
outros átomos.
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Exercícios
02. Explique os significados de: ligações iônica e covalente.
03. Como podemos ter uma noção da “valência” (número de
oxidação) dos elementos químicos?
04.Os compostos iônicos, em geral, têm pontos de fusão e
ebulição elevados. Explique.
05. Porque os compostos orgânicos têm esses mesmos
pontos bem mais baixos que os inorgânicos?
06. Quais são os fatores que influenciam o ponto de ebulição
das espécies químicas?
07. Quando um líquido entra em ebulição?
08.Que relação existe entre temperatura de ebulição e
pressão máxima de vapor de um líquido?
09. Explique os significados das seguintes propriedades:
eletronegatividade e energia de ionização.39
Referências bibliográficas:
� ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química: questionando
a vida moderna e o meio ambiente. 3ª edição. Porto Alegre:
Bookman, 2006.
� BROWN, T. L; LEMAY, H. E; BURSTEN, B. E.; Química a
ciência central. 9ª edição. São Paulo: Pearson Prentice Hall.
2007.
� KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química
geral e reações químicas. Vol 1, 6ª ed. São Paulo: Cengage
Learning, 2012.
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Referências imagens:
� PORTO, G. Ligações químicas. Disponível em:
<http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/m
s2&i=22&id=261>. Acesso: 11 de julho de 2006.
� WOJCIECHOWSKI, B.; CERPOVICZ, P. Intermolecular forces.
Disponível em:
<http://library.tedankara.k12.tr/webchem/Chemical%20bonding%20and%2
0intermolecular%20forces/Intermolecular%20Forces.htm>. Acesso: 11 de
julho de 2006.
� Molecules gifs. Disponível em: <http://www.gifwave.com/molecules-
gifs>. Acesso: 11 de julho de 2006.
� NETA, M. Ligação química. Disponível em: <http://www.fq.pt/ligacao-
quimica>. Acesso: 11 de julho de 2006.
� HAGEMEYER, J. Gilbert Lewis. Disponível em:
<http://content.cdlib.org/ark:/13030/tf3x0nb39q/?order=1>. Acesso: 11 de
julho de 2006.
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