Cap 03 Modelos de ligacoes quimicas

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MODELOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS 
POR QUE OS ÁTOMOS SE COMBINAM? 
• Ligação química é o termo usado para caracterizar uma interação entre dois ou mais átomos que 
resulta na redução da energia livre para o sistema, relativo aos átomos isolados. 
• Devem ser consideradas as seguintes interações: 
• Repulsão núcleo-núcleo 
• Repulsão elétron-elétron 
• Atração núcleo-elétron 
• O grau de estabilização é dado pela energia requerida para quebrar a ligação (energia de 
ligação); 
MODELOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA 
Ligação química pode ser explicada segundo os modelos: 
1. Ligação covalente: resulta do 
compartilhamento de elétrons entre dois 
ou mais átomos para adquirir a 
configuração eletrônica do gás nobre mais 
próximo na tabela periódica. (Gilbert 
Newton Lewis). 
2. Ligação iônica: resulta da 
transferência de elétrons de um metal para 
um não-metal (Walter Kossel). 
3. Ligação metálica: força atrativa 
que mantém metais puros unidos. 
O estudo das ligações químicas feito 
segundo estes modelos teóricos nem 
sempre se ajustando à uma substância 
real; 
• um dado modelo se adequará à 
substância quando esta tiver diversas das propriedades e comportamentos previstos pelos 
modelos. 
A INTERAÇÃO ENTRE ÁTOMOS 
• Para haver ligação química é necessário que no mínimo dois átomos se aproximem e que 
ocorram algum tipo de alteração em sua distribuição eletrônica; 
• Um mesmo átomo pode se ligar de diferentes maneiras dependendo do outro átomo que 
formará o par de átomos ligados; 
• Para explicar essas alterações sofridas pelos átomos ao se ligar a diferentes átomos 
tomamos como base os modelos de ligações químicas abordados nesta aula; 
 
A TEORIA DE LEWIS 
• Os elétrons de valência exercem uma importante função nas ligações químicas. 
• A transferência de elétrons leva à formação de ligações iônicas. 
• O Compartilhamento de elétrons leva à formação de ligações covalentes. 
• Elétrons são transferidos ou compartilhados até que os átomos estejam rodeados por 8 
elétrons (octeto) dando a cada átomo a configuração do gás nobre. 
Ligação iônica Ligação covalente 
 Ligação metálica 
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Os símbolos de Lewis 
• Antes de comentar os modelos individualmente, deve-se discutir uma maneira de 
descrever a interação dos elétrons de valência nos átomos. 
• No modelo de elétrons por pontos, o símbolo do elemento representa o núcleo e elétrons 
do caroço, enquanto que os pontos que o cercam representam os elétrons de valência; 
o O padrão de pontos é o mesmo para elementos dentro do mesmo grupo. 
 
• Os símbolos de Lewis fornecem informações sobre o comportamento de um elemento em 
uma ligação: 
o Para um metal, o número total de pontos é o número máximo de elétrons que um 
átomo perde para formar um cátion. 
o Para um não-metal, o número de pontos desemparelhados é igual ao número de 
elétrons que um átomo ganha em se tornar um ânion ou o número que compartilha 
na formação de ligações covalentes. 
• Ex: LiF 
 
• Lewis generalizou o comportamento das ligações em uma regra: Quando átomos se ligam, 
eles tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons de modo a resultar em 8 elétrons na 
camada de valência (configuração gás nobre mais próximo). 
o Regra do octeto; 
§ Metais formam cátions perdendo elétrons suficientes para obterem a 
configuração do gás nobre anterior. 
§ Não-metais formam ânions ganhando elétrons para obterem a 
configuração do gás nobre seguinte 
• A configuração de um gás nobre é sempre estável. 
 
• Atenção: Existem várias exceções à regra do octeto. 
 
 
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A LIGAÇÃO COVALENTE 
• Embora o conceito de molécula tenha surgido no século XVII, apenas no início do século 
XX que começamos a compreender como e por que se formam as moléculas; 
• A maioria das substâncias químicas não se comportam como substâncias iônica e muitas 
tendem a ser gases, líquidos ou sólidos com baixos pontos de fusão. 
• Para esta classe de substâncias químicas que não se comportam como substâncias 
iônicas, deve haver um modelo diferente de ligação entre os átomos; 
 
• Imagine o que acontece quando dois átomos se aproximam; 
 
• G. N. Lewis sugeriu que uma ligação covalente, tal como a que mantém os átomos na 
molécula H2, surge a partir do equilíbrio entre as atrações núcleo-elétrons e as repulsões 
elétron-elétron e núcleo-núcleo; 
 
• Formação de uma ligação resulta sempre em maior densidade de elétrons entre os 
núcleos. 
• A teoria de Lewis prever na ligação covalente que a atração entre os átomos é direcional; 
ü Os elétrons compartilhados são mais estáveis quando se encontram entre os 
átomos ligantes. 
ü Como resultado temos moléculas ao invés de arranjos de átomos. 
• A ligação covalente resulta quando dois átomos compartilham seus pares de elétrons para 
alcançar um octeto; 
• Cada átomo em uma ligação covalente conta os elétrons compartilhados como 
pertencendo a cada átomo. O par de elétrons compartilhado na molécula de H2 preenche 
simultaneamente o nível externo de ambos os átomos de H. 
• Par compartilhado ou par ligante, é representado por um par de pontos ou por um traço, 
H:H ou H—H; 
• Um par de elétrons de um nível externo que não está envolvido na formação da ligação é 
chamada de par isolado ou par não compartilhado. 
Átomos estão tão distantes que não interagem, energia zero
Átomos muito próximos; 
Elétron e núcleo se repelem
Átomos a uma distância 
correta para ligação estável
En
er
gi
a 
po
te
nc
ia
l (
kJ
/m
ol
)
Distância entre os núcleos (pm)
Elétron
Núcleo 
Comp. ligação 
nuvem eletrônica
núcleo
atração
repulsao
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Tipos de ligações covalentes 
• O número de pares de elétrons sendo compartilhados por qualquer par de átomos ligados 
é chamado de ordem de ligação; 
o Uma ligação simples tem ordem de ligação 1; 
o Uma ligação dupla tem ordem de ligação 2; 
o Uma ligação tripla tem ordem de ligação 3; 
• Existem valores não inteiros para a ordem de ligação. 
• Quando dois átomos compartilham um par de elétrons, o resultado é uma ligação 
simples. 
 
• Um átomo pode ter mais de uma ligação simples. 
• A ligação simples é o tipo mais comum de ligação covalente; 
• Algumas moléculas (e íons) podem compartilhar mais de um par de elétrons e apresentar 
também ligações múltiplas; 
• As ligações múltiplas frequentemente envolvem átomos como C, O, N e/ou S; 
• Quando dois átomos compartilham dois pares de elétrons resulta em uma ligação dupla. 
 
• As ligações duplas são mais curtas e mais fortes do que as ligações simples. 
 
• Quando dois átomos compartilham três pares de elétrons resulta em uma ligação tripla. 
 
• As ligações triplas são mais curtas e mais fortes do que as ligações simples e duplas. 
 
Íons poliatômicos 
• Os íons poliatômicos são atraídos aos íons de carga oposta através de ligações iônicas. 
• O composto resultante forma um retículo cristalino. 
• Os átomos em um íon poliatômico são mantidos unidos através de ligações covalentes. 
 
 
 
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Desenhando estrutura de Lewis para moléculas 
• A estrutura de Lewis mostra o padrão de distribuição dos elétrons de valência em uma 
molécula; 
• É muito útil para entendermos a formação das ligações em diversos compostos; 
• Nos permite prever a forma das moléculas 
• Nos permite prever as propriedades de moléculas e como elas interagem juntas. 
 
Etapas a serem seguidas: 
(1) Escreva os símbolos para osátomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si 
e una-os com uma ligação simples. 
ü Átomos com menor número do grupo precisam de mais elétrons para atingir o 
octeto sendo preferencialmente os átomos centrais; 
o Menor eletronegatividade; 
ü Se os átomos pertencem ao mesmo grupo, como no SO3 ou ClF3, o átomo central 
será o de período mais elevado; 
ü H pode formar apenas uma ligação, logo nunca será um átomo central. 
(2) Some os elétrons de valência de todos os átomos. 
ü Use o número do grupo da tabela periódica para encontrar o número de elétrons 
de valência de cada átomo. 
ü Para íons poliatômicos, subtrai um elétron para cada carga (+) ou adicione um 
elétron para cada carga (−); 
o Para o ClO3−, Cl tem 7 e− e cada O tem 6 e− totalizando 25 e−. 
§ Some mais 1 e− devido à carga negativa para totalizar 26 e−. 
(3) Una os átomos usando os pares de elétrons subtraindo os elétrons usados do total de 
elétrons de valência; 
o 2 elétrons por ligação simples; 
(4) Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. 
ü Complete o octeto de cada átomo terminal (2 e- para o H). 
ü Subtraia os elétrons usados para ligação do total de elétrons de valência. 
(5) Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. 
o Verifique se todos os átomos têm um octeto de elétrons (exceto H); 
(6) Se, após a etapa 5, o átomo central ainda não tiver um octeto, faça uma ligação múltipla, 
deslocando um par de elétrons isolado de um dos átomos terminais para o átomo central. 
Ex: PCl3 
1. Mostrar quais os átomos estão ligados; 
 
2. Some os elétrons de valência 
P (5A) = 5 e- ; Cl (7A) = 7e- ⇒ 5 + 3(7) = 26 elétrons 
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central: 
P ClCl
Cl
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Total 24 elétrons 
4. A estrutura dá um octeto para cada átomo ligado ao átomo central. 
 
5. Coloque os dois elétrons restantes no átomo central completando o octeto ao redor deste 
átomo. 
 
 
ELETRONEGATIVIDADE 
• Um dos conceitos mais importantes no estudo das ligações químicas é o conceito de 
eletronegatividade (EN); 
• Eletronegatividade é a capacidade relativa que um átomo ligado tem de atrair densidade 
eletrônica pra si; 
• A eletronegatividade se relaciona inversamente com o raio atômico; 
ü Geralmente aumenta ao longo do período nos elementos representativos; 
ü Geralmente diminui grupo abaixo nos 
elementos representativos; 
ü Na escala de eletronegatividade de Pauling, 
não metais são mais eletronegativos do que 
os metais; 
ü O elemento mais eletronegativo é o flúor 
seguido do oxigênio; 
ü O elemento menos eletronegativo é o 
frâncio, elemento raro e radioativo; 
ü Do ponto de vista prático, considera-se o 
césio como menos eletronegativo; 
• Uma consequência importante do uso da 
eletronegatividade é em determinar os 
números de oxidação (NOx) dos átomos; 
 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
• Ligações covalentes entre átomos com diferentes eletronegatividades resultam em 
compartilhamento desigual de pares de elétrons; 
ü Um átomo atrai mais intensamente os elétrons da ligação para si; 
• O resultado é uma ligação covalente polar; 
• Em ligações polares, os elétrons passam em média, mais tempo na vizinhança de um 
átomo do que de outro; 
ü Como resultado, um lado da ligação tem uma densidade eletrônica maior do que o 
outro; 
..
..
.. .. ..P ClCl
Cl..
..
.. ..
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• As ligações polares podem ser pensadas como uma transferência parcial de densidades 
eletrônicas de um átomo para outro, ou deslocamento de densidade eletrônica 
 
Caráter polar das ligações 
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: 
• Várias tentativas foram feitas para se classificar o carácter iónico ligações. 
• Uma abordagem usa valores DEN para dividir as ligações em iônica, covalente polar e covalente 
apolar. 
ü Se a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados é 0, a ligação é covalente pura 
(100% caráter covalente) 
o Compartilhamento igual dos elétrons; 
ü Se a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados for maior que zero e menor que 
0,4, a ligação é covalente não polar 
ü Se a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados encontra-se entre 0,4 a 1,7 a 
ligação é covalente polar 
ü Se a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados for maior ou igual a 1,7 a 
ligação é iônica. 
o Alguns livros estendem este valor para 1,9; 
 
• Do gráfico observa-se que para algumas espécies o caráter 
iônico é próximo de zero, mas não se observa 100% de 
caráter iônico indicando que sempre ocorrerá um certo 
compartilhamento de elétrons nas ligações (veja mapa de 
contorno para o LiF); 	 
 
0 0.4 2.0 4.0
4% 51%
Percentual de caráter iônico
Diferença de electronegatividade
ENCl = 3.0
3.0 - 3.0 = 0
Covalente pura
ENCl = 3.0
ENH = 2.1
3.0 – 2.1 = 0.9
Covalente polar
ENCl = 3.0
ENNa = 1.0
3.0 – 0.9 = 2.1
Iônica
pe
rc
en
tu
al
 d
e 
ca
rá
te
r 
iô
ni
co
 
Diferença de eletronegatividade, ΔEN
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• Observa-se um decréscimo no caráter 
iônico dos compostos quando 
combinamos um não-metal com 
diferentes metais ao longo de um 
período; 
 
 
• Todas as ligações iônicas têm algum caráter covalente. 
• O caráter covalente surge à medida que a carga positiva do cátion puxa os elétrons do 
ânion distorcendo a nuvem eletrônica na sua direção; 
o Esta distorção (polarização) pode ser entendida como uma tendência do par de 
elétrons se mover para uma região entre os dois núcleos e formar uma ligação 
covalente; 
• O caráter covalente aumenta à medida que aumenta a distorção da nuvem eletrônica do 
ânion; 
o Átomos e íons que sofrem grandes distorções facilmente são ditos altamente 
polarizáveis; 
• Quanto maior for o ânion, mais polarizável ele é; 
o O núcleo atrai fracamente os elétrons externos devido à distancia; 
• Os cátions são dificilmente de polarizar pois tem poucos elétrons e os mantém muito 
ligados ao núcleo. 
• Cátions com grande poder polarizante são normalmente pequenos e altamente 
carregados; 
o Al3+, Be2+, Li+, Mg2+; 
 
Momento de dipolo 
• Um material que apresenta extremidades carregadas negativa e positivamente é chamado 
de dipolo. 
• O momento de dipolo é uma maneira quantitativa de descrever a polaridade de uma 
ligação 
 
• Momento de dipolo, μ, é a medida de uma ligação polar; 
o é diretamente proporcional à magnitude das cargas parciais (Q) e diretamente 
proporcional à distancia entre elas (r) 
µ =Qr 
§ Unidade de medida, Debye, D 
• Quão bem podemos especular sobre a diferença entre uma ligação iônica e uma ligação 
polar covalente? 
• A evidência para esta afirmação vem a partir de cálculos de percentual de caráter iônico 
para ligações em diferentes compostos binários do tipo X-Y com base em comparações 
dos momentos dipolo medidos; 
• O percentual de caráter iônico é dado pela razão: 
percentual de caráter iônico da ligação = momento de dipolo medido para X-Y
momento de dipolo calculado para X-Y
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
x100% 
 
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ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA 
• Pode-se muitas vezes escrever mais de uma estrutura de Lewis, cada um com o mesmo 
posicionamento relativo dos átomos, para uma molécula ou ion com ligações duplas ao 
lado de ligações simples. 
• Quando existe mais de uma estrutura de Lewis para uma molécula e esta difere apenas na 
posição dos elétrons (ligantes e isolados), elas são chamadas de estruturas de 
ressonância:o A estrutura de Lewis mostra que o O3 apresenta uma ligação simples (147 pm) e 
uma ligação dupla (121 pm), porém o comprimento das duas ligações encontra-se 
entre estes dois valores (128 pm). 
o 
• As estruturas de ressonâncias não são uma descrição real das ligações; 
o A molécula é na verdade um resultado de uma combinação das formas de 
ressonância – um híbrido de ressonância; 
	 
• A ressonância deve ser entendida como uma mistura de 
estruturas e não como uma alternância entre elas. 
o A ressonância estabiliza a molécula. 
• A estabilização máxima ocorre quando as formas de 
ressonância contribuem igualmente para o híbrido. 
• A ressonância é muito comum, e muitas moléculas (e íons) 
são melhor descritas como híbridos de ressonância. 
o O benzeno (C6H6) tem duas formas de ressonância 
importantes em que alternância de ligações simples 
e duplas têm posições diferentes. 
CARGA FORMAL 
• As estruturas de Lewis mostram como os elétrons de valência são distribuídos em uma 
molécula ou íon. 
• É possível que mais que uma estrutura de Lewis possa ser escrita para uma dada 
molécula ou íon; 
• Ambas obedecendo à regra do octeto. 
• Qual das estruturas é mais correta? Como decidimos? 
• A carga formal, CF, é a diferença de carga elétrica entre o número de elétrons de valência 
em um átomo isolado e o número de elétrons atribuídos a esse átomo em uma estrutura de 
Lewis; 
• A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos 
tivessem a mesma eletronegatividade; 
• Compartilhamento igual dos pares de elétrons; 
CF = [número de e- de valência] – [ ½número de e- na ligação + número de e- não compartilhados] 
Estruturas de ressonância
Híbrido de ressonância
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• Para moléculas, a soma de todas as cargas formais deve ser zero porque as moléculas 
são espécies eletricamente neutras; 
• Para cátions, a soma de todas as cargas formais deve igualar-se à carga positiva do 
cátion; 
• Para ânions, a soma de todas as cargas formais deve igualar-se à carga negativa do 
ânion; 
• A carga formal não representa uma separação real de cargas dentro da molécula; 
Ex: Considere o ozônio: 
 
Decidindo com base na carga formal 
• Para moléculas, uma estrutura de Lewis que não tenha cargas formais é preferível a uma 
estrutura em que as cargas formais estejam presentes; 
• Estruturas de Lewis com cargas formais elevadas são menos plausíveis do que com 
cargas formais baixas (positiva ou negativa); 
• Dentre estruturas de Lewis com distribuições semelhantes de cargas formais, a mais 
plausível é aquela em que as cargas formais negativas estão nos átomos mais 
eletronegativos. 
Ex: qual das três estruturas de ressonância é a mais provável para o ion cianato, NCO-? 
 
• Elimina-se a forma I pois tem uma maior carga formal no N e tem carga formal positiva no 
O que é mais eletronegativo do que N; 
• As Formas II e III têm a mesma magnitude de cargas formais, mas a forma III tem uma 
carga de -1 no átomo mais eletronegativa, O. 
• A forma III é a mais importante. 
• A carga formal (usado para examinar as estruturas de ressonância) não é o mesmo que o 
número de oxidação (utilizado para monitorizar reações redox): 
• Para um número de oxidação, os elétrons ligantes são atribuídos completamente ao átomo 
mais eletronegativo (como se a ligação fosse iônica): 
NOx = [número de e- de valência] – [número de e- na ligação + número de e- não compartilhados] 
• Para o íon cianato temos: 
 
• Os números de oxidação não mudam de uma forma de ressonância para o outra (pois as 
EN não mudam), 
• As cargas formais mudam (pois os números pares ligantes e isolados mudam). 
 
 
OA[6 - 4 - 1/2(4)]= 0
OB[6 - 2 - 1/2(6)]= +1
OC[6 - 6 - 1/2(2)]= -1
OA[6 - 6 - 1/2(2)]= -1
OB[6 - 2 - 1/2(6)]= +1
OC[6 - 4 - 1/2(4)]= 0
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EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO 
Existem três classes de exceções à regra do octeto: 
1. Moléculas com número ímpar de elétrons; 
2. As moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, 
ou seja, moléculas deficientes em elétrons; 
3. Moléculas com expansão de octeto; 
 
Número ímpar de elétrons 
• Algumas espécies têm um número ímpar de elétrons de valência, e assim, pelo menos, um 
dos seus átomos não pode atingir o octeto. 
• Espécies com elétrons com spins desemparelhados são chamados de radicais. 
• Eles são geralmente altamente reativos. 
Ex: ClO2-, NO e NO2- têm um número ímpar de elétrons tornando impossível o 
emparelhamento desses elétrons. 
• NO 5 + 6 = 11 elétrons de valência 
 
• O elétron desemparelhado de um radical tende a formar ligação covalente com o elétron 
desemparelhado de outro radical: 
 
Deficientes em elétrons 
• Moléculas gasosas contendo átomos de berílio ou de boro 
como átomo central são muitas vezes deficientes em 
elétrons, 
• Têm menos de oito elétrons ao redor do átomo de Be ou B. 
• O exemplo mais típico é o BF3. 
• Apesar de estável, o BF3 reage prontamente com espécies 
que contém um par de elétrons não compartilhados que 
podem ser usados para completar o octeto no boro 
formando uma ligação covalente coordenada; 
o Ocorre quando o mesmo átomo fornece o par de elétrons na ligação covalente. 
 
Expansão da camada de valência 
• A regra do octeto diz que oito elétrons preenchem a camada externa de um átomo para dar 
a configuração eletrônica de um gás nobre ns2np6. 
• Quando o átomo central de uma molécula tem orbitais d vazio, pode ser capaz de 
acomodar 10, 12, ou ainda mais elétrons; 
• Os elétrons dessa camada de valência expandida podem estar presentes como pares 
livres ou podem ser utilizados pelo átomo central para formar ligações adicionais. 
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• Esta é a maior classe de exceções; 
• Apenas os átomos não metálicos do 3º período em diante podem expandir sua camada de 
valência; 
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para 
participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra; 
• O tamanho do átomo determina se ele pode acomodar mais átomos do que o permitido ao 
seu redor; 
• O P é um átomo grande e pode acomodar 5 átomos de Cl ao seu redor formando o PCl5 
enquanto que o NCl5 é desconhecido. 
• Expansão dos níveis ocorrem normalmente quando o átomo central está ligado a átomos 
menores e mais eletronegativos. 
• Um composto que tem um átomo central com mais átomos ligados a ele do que é 
permitido pela regra do octeto é chamado um composto hipervalente. 
Ex: 
 
 Estruturas de Lewis para compostos hipervalentes 
• Siga as etapas de determinação da Estrutura de 
Lewis normalmente; 
• Quando o resultado forem diferentes estruturas 
ressonantes possíveis, algumas com o átomo 
central com o octeto e algumas com uma camada 
de valência expandido, a estrutura de ressonância 
dominante será aquela com os menores valores de 
cargas formais. 
 
 
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FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES 
• Reações químicas envolvem quebra de ligações nas moléculas de 
reagentes e formação de novas ligações para se obter os produtos 
• O ΔH°reação pode ser calculado comparando o custo energético 
para quebrar as ligações com o saldo em criar novas ligações. 
• A energia necessária para a quebra de uma ligação covalente em 
um mol de substância gasosa é chamada de energia de 
dissociação, ΔHD. 
• Em um gráfico da energia potencial para uma molécula diatômica 
em função da distância internuclear, a energia de dissociação, 
ΔHD, representa diferença entre a energia dos átomos ligados e 
energia dos átomosseparados;	 
o A quebra é homolítica – cada átomo fica com ½ dos 
elétrons de ligação: 
H −Cl(g) → .H(g) + .Cl(g) 
• ΔHD é sempre positiva pois para se romper uma ligação é sempre 
necessário fornecer energia 
• Quanto mais elétrons os átomos compartilham, mais forte é a ligação covalente. 
o C≡C (837 kJ) > C=C (611 kJ) > C−C (347 kJ) 
o C≡N (891 kJ) > C=N (615 kJ) > C−N (305 kJ) 
• Quanto mais curta for a ligação covalente, mais forte é a ligação 
o Br−F (237 kJ) > Br−Cl (218 kJ) > Br−Br (193 kJ) 
• A ligação mais forte entre dois metais é a tripla ligação no CO, com energia de dissociação 
de 1062 kJ/mol. 
• Tendências das forças de ligação correlacionam com as tendências nos raios atômicos. 
• Se os núcleos dos átomos ligados não podem ficar muito perto do par de elétrons situada 
entre eles, os dois átomos estarão apenas fracamente ligados entre si. 
• As ligações ficam mais fracas descendo no grupo; 
• A presença de pares isolados pode influenciar as forças das ligações. 
• Pares isolados se repelem enfraquecendo a ligação. 
o Isso explica porque a ligação no F2 é mais fraca que a ligação no H2, tendo em 
vista que o H2 não tem pares isolados. 
• A ressonância afeta as forças das ligações: A força de uma ligação em um híbrido de 
ressonância é intermediária entre uma simples e uma ligação múltipla. 
• A ressonância espalha caráter de ligação múltipla sobre as ligações entre os átomos: 
o As ligações simples são reforçadas e as ligações múltiplas são enfraquecidas. 
• O efeito líquido total é uma estabilização da molécula. 
 
ENTALPIAS DE LIGAÇÃO E ENTALPIAS DE REAÇÃO 
• Podemos usar as entalpias médias de ligação para calcularmos a entalpia para uma 
reação química, ΔHreação. 
• Em qualquer reação química as ligações precisam ser quebradas para que novas ligações 
sejam formadas. 
• A entalpia da reação é dada pelo somatório das entalpias de ligações formadas menos o 
somatório das entalpias das ligações quebradas. 
ΔHreação
o = ΔHligações quebradas nos reagentes
o +∑ ΔHligações formadas nos produtoso 
• Ilustramos o conceito com a reação entre o metano, CH4, e o cloro: 
H-CH3(g) + Cl-Cl(g) → Cl-CH3(g) + H-Cl(g) 
• Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são quebradas enquanto uma ligação 
C-Cl e uma ligação H-Cl são formadas. 
Distância internuclear
ligação fraca
ligação forte
En
er
gi
a
[IC	–	348	–	QUÍMICA	GERAL								PROF.	ANTONIO	GERSON	BERNARDO	DA	CRUZ]	 53		
Ligações quebradas 
1x(C-H) 1 mol x 414 kJ/mol 414 kJ 
1x (Cl-Cl) 1 mol x 243 kJ/mol 243 kJ 
ΔHligações quebradas nos reagentes
o∑ 657 kJ 
Ligações formadas 
1x(Cl-H) 1 mol x -431 kJ/mol -431 kJ 
1x (C-Cl) 1 mol x -339 kJ/mol -339 kJ 
ΔHligações formadas nos produtos
o∑ -770 kJ 
ΔHreação
o = ΔHligações quebradas nos reagentes
o + ∑ ΔHligações formadas nos produtoso
ΔHreação
o = 657 kJ + (−770 kJ) = −114 kJ
 
• A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as ligações formadas são mais 
fortes do que as ligações quebradas. 
o O resultado é consistente com a lei de Hess.