Ligações Químicas e Estrutura Molecular

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Ligação química
● Ligações iônicas
● Polarização
● Sólidos iônicos
● Representação de Lewis
Estrutura molecular
Vimos que as propriedades físicas dos 
elementos é dado de forma periódica em 
função dos seus números atômicos.
Isso sugere que a explicação para as 
reações químicas sejam pelos diversos 
arranjos eletrônico nos diversos níveis 
dos átomos.
Estrutura Molecular
As propriedades periódica permite arranja 
em famílias que tem propriedades 
parecidas e arranjos eletrônicos 
idênticos na camada mais afastada.
Estrutura Molecular
Assim, as propriedades químicas depende 
mais das camadas afastadas do que das 
internas e as ligações químicas depende 
da interação dos elétrons nas camadas 
mais afastadas. A esses elétrons 
chamaremos de elétrons de valência.
Afinidade eletrônica
Devido a distribuição eletrônica, encontra-
se para a maioria dos elementos o ânion 
como sua configuração mais estável. 
Chamamos de afinidade eletrônica a 
energia necessária para tira o elétron de 
valência do ânion do elemento químico em 
questão.
Afinidade eletrônica
Exemplos de afinidade. Observe que a 
diferença entre o cloro e o sódio é 
uma das maiores.
Ligações iônicas
Um átomo de sódio Na (Z=11) pode interagir 
com o cloro Cl (Z=17) para formar um íon 
de sódio Na+ e um íon de cloro Cl- 
Ligações iônicas
Quando os dois íons se encontram há uma 
interação eletrostática entre eles.
V=V 1+V 2
V 1=
−e2
r
V 2=be
−r/a
Ligações Iônicas
Ciclo de Born-Haber
Ligações iônicas
Na reação do gás de cloro e o sódio sólido 
para formar o cloreto de sódio, houve um 
processo de troca de elétrons conhecido 
como redox. Nesse processo o sódio 
sofreu uma oxidação perdendo elétron e 
o cloro sofreu uma redução ganhando um 
elétron. 
Número de oxidação
O número de oxidação de um elemento na 
ligação iônica corresponde a sua carga.
No caso do cloreto de sódio o sódio tem 
nox=+1 e o cloro tem nox=-1.
Ligações iônica
Dessa forma, chamamos de ligação iônica 
aquela que pode ser tratada como a 
interação de duas cargas oposta sem o 
recurso da equação de Schrodinger.
Se há um grande número de moléculas 
NaCl, esses arranjam-se para formar o 
sal. 
NaCl (CFC) CsCl (CS)
Modelos de sólidos cristalinos
esfarelita (ZnS) fluorita (CaF2)
wurtzita (ZnS) arseneto de níquel rutilo
perovskita espinélio, AB2O4
Energia de rede
Constantes de Madelung
Tipo de Estrutura A
cloreto de césio 1,763
fluorita 2,519
cloreto de sódio 1,748
rutilo 2,408
U=−A (Z1 Z 2 )N A
e2
4πϵ 0d
Energia de rede
Propriedades dos cristais 
iônico
Os íons empilham-se e, estruturas 
cristalinas regulares. Os sólidos iônicos 
têm, tipicamente, altos pontos de fusão e 
de ebulição e são quebradiços. 
Propriedades dos Compostos Iônicos
Propriedades dos Compostos Iônicos
Propriedades dos Compostos Iônicos
Configuração eletrônica dos 
íons
A configuração eletrônica para um cátion 
se dá por remover os elétrons mais 
externos pela ordem: np, ns e (n-1)d
A configuração eletrônica para um ânion se 
dá por adicionar elétrons até atingir a 
configuração de gás nobre mais próximo.
Símbolo de Lewis
Elétrons de valência são aqueles que 
ocupam a camada mais externa e são 
os elétrons responsáveis pelas 
interações e ligações químicas.
Elétron como um ponto(Símbolo de 
Lewis):
Representa um elétron de valência
Permite manter um traço da valência 
durante a ligação
Consiste do símbolo químico mais um 
ponto para cada elétron de valência 
Regra do octeto na ligação 
iônica
Átomos perdem ou ganham elétrons 
tornando-se íon até formarem 8 elétron 
de valência.
Como exemplo vamos fazer o cloreto de 
cálcio CaCl2
X- X2- X3-
M+ MX M2X M3X
M2+ MX2 MX M3X2
M3+ MX3 M2X3 MX
Estequiometrias Comuns dos 
Compostos Iônicos
NaCl K2O Na3N
CaF2 MgO Ca3P2
FeBr3 Al2O3 AlN
Estruturas de Lewis dos Compostos Iônicos
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