ligacoes quimicas aula 1

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LIGAÇÕES QUÍMICAS – AULA I 
Prof. Me. Paulo Sá 
? 	 INTRODUÇÃO:	 A	 maioria	 das	 substâncias	 conhecidas	 são	
formada	por	dois	ou	mais	átomos	de	elementos	químicos	iguais	
ou	 diferentes	 (por	 exemplo:	 O2;	 H2O	 e	 NaCl).	 A	 força	 que	
mantém	esses	átomos	unidos	é	chamada	de	Ligação	Química	e,	
de	 acordo,	 com	 o	 tipo	 de	 ligação	 presente	 as	 substancias	 são	
classificadas	em:	Iônicas,	Moleculares	e	Metálicas.	
1	 –	 Substâncias	 Iônicas:	 são	 substancias	 que	 conduzem	
eletricidade	no	estado	líquido,	mas	não	no	sólido.	Por	exemplo:	
o	 sal	 de	 cozinha	 (NaCl).	 Nestas	 substancias	 ocorrem	 Ligações	
Iônicas	.	
2	 –	 Substâncias	 Moleculares:	 são	 substancias	 que	 NÃO	
conduzem	 eletricidade	 no	 estado	 líquido	 nem	 no	 sólido.	 Por	
exemplo:	 a	 água	 (H2O).	 Nestas	 substancias	 ocorrem	 Ligações	
Covalentes	.	
3	 –	 Substâncias	 Metálicas:	 são	 substancias	 que	 conduzem	
eletricidade	 no	 estado	 líquido	 e	 no	 sólido.	 Por	 exemplo:	 os	
Metais	 (	 Cobre,	 Ferro,	 Prata).	 Nestas	 substancias	 ocorrem	
Ligações	Metálicas	.	
Resumindo:	
	
	
? 	 Símbolos	 de	 Lewis:	 Para	 um	 entendimento	 através	 de	
figuras	 sobre	 a	 localização	 dos	 elétrons	 em	 um	 átomo,	
representamos	 os	 elétrons	 como	 pontos	 ao	 redor	 do	 símbolo	
do	elemento.	O	número	de	elétrons	disponíveis	para	a	ligação	é	
indicado	 por	 pontos	 desemparelhados.	 Esses	 símbolos	 são	
chamados	 símbolos	 de	 Lewis	 e	 geralmente	 colocamos	 os	
elétrons	nos	quatro	lados	de	um	quadrado	ao	redor	do	símbolo	
do	elemento.	
	
	
	
	
? 	REGRA	DO	OCTETO:	Existem	milhões	de	substancias	naturais	
conhecidas	 formadas	 pelos	 mais	 diferentes	 átomos	 ligados	
entre	 si,	 entretanto,	 apenas	 os	 seis	 Gases	 Nobres	 formam	
substancias	monoatômicas,	ou	seja,	eles	não	se	ligam	a	nenhum	
outro	 átomo	 para	 formar	 uma	 substância	 natural.	 Os	 Gases	
Nobres	 são	 os	 únicos	 átomos	 que	 não	 fazem	 naturalmente	
Ligações	Químicas.	Por	este	motivo	são	considerados	os	átomos	
mais	estáveis	da	natureza.	
	 Para	 entender	 esta	 estabilidade	 dos	 Gases	 Nobres	
devemos	analisar	a	eletrosfera	dos	Gases	Nobres:	
Gás	Nobre	 K	 L	 M	 N	 O	 P	
Hélio	 2	 	 	 	 	 	
Neônio	 2	 8	 	 	 	 	
Argônio	 2	 8	 8	 	 	 	
Criptônio	 2	 8	 18	 8	 	 	
Xenônio	 2	 8	 18	 18	 8	 	
Radônio	 2	 8	 18	 32	 18	 8	
	 Em	 1916,	William	 Kossel	 e	 Gilbert	 Lewis	 propuseram,	
independentemente,	uma	regra	para	explicar	a	estabilidade	dos	
Gases	Nobres	e	interpretar	a	ligação	química	dos	outros	átomos	
que	ficou	conhecida	como	Regra	do	Octeto.	
	
	
? 	 CONFIGURAÇÃO	 ELETRÔNICA	 DE	 METAIS	 E	 AMETAIS:	 De	
acordo	 com	 a	 configuração	 eletrônica	 de	 um	 elemento	
podemos	 prever,	 baseado	 na	 Regra	 do	 Octeto,	 a	 tendência	
desse	elemento	perder	ou	ganhar	elétrons.	
Exemplos:	
Elemento	 K	 L	 M	 Tendência	
Sódio	 	 2	 8	 1	 Perder	1	e-	
Magnésio	 2	 8	 2	 Perder	2	e-	
Alumínio	 2	 8	 3	 Perder	2	e-	
Cloro	 2	 8	 7	 Ganhar	1	e-	
Enxofre	 2	 8	 6	 Ganhar	2	e-	
Fósforo	 2	 8	 5	 Ganhar	3	e-	
	
	
Substâncias	
Iônicas	
Ligação	
Iônica	
Moleculares	
Ligação	
Covalente	
Metálicas	
Ligação	
Metálica	
Regra	 do	 Octeto:	 Um	 átomo	 para	 adquirir	 a	 estabilidade	
deve	obter	uma	configuração	eletrônica	semelhante	à	de	um	
Gás	Nobre,	ou	seja,	possuir	8	elétrons	na	última	camada	(ou	
2	elétrons	se	for	a	camada	K).	
Nota:	O	Hidrogênio	(1H)	possui	apenas	1	elétron	na	camada	
K,	 por	 esse	motivo	 precisa	ganhar	mais	 1	elétron	afim	 de	
adquirir	 a	 configuração	 eletrônica	 do	 Gás	 Nobre	 Hélio.	
Devido	a	este	fato	o	Hidrogênio	é	eletronegativo	e	NÃO	é	
um	metal	alcalino	apesar	de	pertencer	ao	Grupo	1.		
 
 
? 	LIGAÇÃO	IÔNICA	OU	ELETROVALENTE:	 A	 Ligação	 Iônica	
ocorre	 pela	 	 transferência	 de	 elétrons	 de	 um	 elemento	
eletropositivo	(geralmente	um	metal	dos	grupos	1,	2	e	13)	para	
um	eletronegativo	(geralmente	um	ametal	dos	grupos	15,	16	e	
17).	 O	 metal	 tende	 a	 perder	 1,	 2	 ou	 3	 elétrons	
(eletropositividade),	enquanto	que	o	ametal	tende	a	receber	1,	
2	 ou	 3	 elétrons,	 afim	 de	 ambos	 adquirirem	 a	 configuração	
eletrônica	de	um	Gás	Nobre	(Regra	do	Octeto).	Quando	o	Metal	
perde	elétrons	forma	um	Cátion	e	o	Ametal	ao	ganhar	elétrons	
forma	um	ânion,	surge	então	uma	força	de	atração	eletrostática	
que	mantem	os	Íons	unidos	chamada	de	Ligação	Iônica.	
1º	Exemplo:	Formação	do	cloreto	de	Sódio	(NaCl)	
	
	
2º	Exemplo:	Formação	do	Óxido	de	Magnésio	(MgO)		
	
	
3º	Exemplo:	Formação	do	Óxido	de	Sódio	(Na2O)	
	
	
4º	Exemplo:	Formação	do	Sulfeto	de	Alumínio	(Al2S3)	
	
		
? 	 ENERGIA	 RETICULAR	 -	 CICLO	 DE	 BORN-HABER:	 Para	 os	
compostos	 iônicos,	 a	 quantidade	 chamada	 de	 energia	 do	
retículo	cristalino,	ou	energia	reticular	ou	ainda	energia	de	rede	
cristalina,	é	uma	medida	da	energia	da	ligação	iônica.	
Existem	 duas	 definições	 para	 a	 energia	 reticular:	 A	
IUPAC	(International	Union	of	Pure	and	Applied	Chemistry)	não	
faz	qualquer	menção	acerca	da	definição	de	energia	reticular.		
*	 Definição	 1:	 É	 a	 energia	 necessária	 para	 separar,	 a	 uma	
distância	 infinita,	os	 íons,	como	 íons	em	fase	gasosa,	de	1	mol	
de	 um	 composto	 iônico.	 Seria	 um	 valor	 positivo	 de	 energia	 e	
corresponderia	 a	 uma	 espécie	 de	 energia	 de	 quebra	 (ou	
dissociação)	do	retículo.		
*	Definição	2:	 É	 a	energia	associada	ao	processo	de	 formação	
de	1	mol	de	um	composto	iônico	sólido	a	partir	da	combinação	
de	seus	íons	em	fase	gasosa.	Nesta	definição,	o	valor	de	energia	
reticular	é	negativo.		
Nas	 duas	 definições,	 o	 valor	 numérico	 da	 energia	 de	
retículo	 é	 o	 mesmo,	 só	 muda	 o	 seu	 sinal,	 que	 depende	 do	
referencial	utilizado.		
Em	 1917,	 Born	 e	 Haber	 propuseram	 um	 ciclo	
termodinâmico	 para	 o	 cálculo	 da	 energia	 de	 retículo	 de	
substâncias	 iônicas	 (ΔEret).	 O	 cálculo	 é	 feito	 segundo	 a	 Lei	 de	
Hess.	 Nesse	 ciclo,	 é	 levada	 em	 consideração	 a	 reação	 de	
formação	 do	 composto	 iônico.	 Vamos	 usar	 como	 exemplo	 a	
formação	do	Cloreto	de	Sódio	(NaCl).	
	
	
U	=	–	411	–	(+	107,8	+	120	+	496	–	349)	=	785,8	kJ	
Com	exceção	da	Energia	Reticular	(U),	todos	os	outros	
valores	 são	 tabelados	 ou	 podem	 ser	 obtidos	
experimentalmente.	As	entalpias	mostradas	indicam:	
*	 ΔHof	 =	 entalpia	 padrão	 de	 formação	 do	 sólido	 iônico.	 A	
entalpia	 padrão	 de	 formação	 de	 uma	 substância	 é	 o	 calor	 (à	
pressão	 constante)	 liberado	 ou	 consumido	 na	 formação	 de	 1	
mol	 da	 substância	 a	 partir	 de	 substâncias	 simples	 no	 estado	
padrão	(estado	físico	e	alotrópico	mais	estável	a	298	K	e	1	atm).	
Por	 convenção,	 substâncias	 elementares	 têm	 entalpia	 padrão	
igual	a	zero.	
*	ΔHosub	=	entalpia	de	sublimação	(ou	vaporização)	do	metal.	
*	ΔHoatomização	=	energia	de	atomização	-	energia	necessária	pra	
formar	(½	X2	→	1X)	1	mol	de	átomos	gasosos.	
*	ΔHPI	=	variação	de	entalpia	associada	ao	potencial	ou	Energia	
de	ionização.	
*	 ΔHAE	 =	 variação	 de	 entalpia	 associada	 ao	 processo	 de	
afinidade	eletrônica	(A.E.)	(energia	de	eletroafinidade).	
	
Calor	de	Formação	do	NaCl:	
Na(s)	+	½	Cl2(g)	→	NaCl(s)			ΔH
0
f	=	–	411	kJ	
	
Etapa	2:Entalpia	de		Sublimação	de	1	mol	de	Sódio	sólido:	
Na(s)	→	Na(g)			ΔH
o
sublimação=	+107,8	kJ	
	
Etapa	3:	Energia	de	Dissociação	de	½		mol	de	Cloro	gasoso:	
½	Cl2(g)	→	1	Cl(g)			ΔHatomização=	+122	kJ	
	
Etapa	4:	Energia	ou	Potencial	de	Ionização	de	1		mol	de	átomos	
de	Sódio	gasoso:	
1Na(g)	→	1Na
+
(g)	+	1e
-			ΔHPI=	+496	kJ	
	
Etapa	5:	Eletroafinidade	de	1		mol	de	átomos	Cloro	gasoso:	
1	Cl(g)	+	1e
-	→	1	Cl-(g)			ΔHAE=	–	349	kJ	
	
Etapa	 6:	 Combinação	 dos	 Ions	 Na+	 e	 Cl-	 para	 formação	 do	
reticulo	cristalino	de	NaCl	
Na+(g)	+	Cl
-
(g)	→	NaCl(s)				U	=	?	kJ		
Exercicio:	Considere	os	dados	termodinâmicos	abaixo	e:	ΔHof	(AgCl)	=	-127	kJ/mol	ΔHosub	(Ag)	=	+285	kJ/mol	ΔHatomizacao(Cl2)	=	+122	kJ/mol	ΔHPI	(Ag)	=	+731	kJ/mol	ΔHAE	(Cl)	=	-349	kJ/mol	a)	calcule,	usando	o	ciclo	de	Born-Haber,	o	valor	da	energia	reticular	(U)	para	o	cloreto	de	prata	(AgCl)	a	298	K.		b)Sabendo	que	o	U	para	o	sal	AgBr	é	igual	a	-981	kJ/mol,	diga	qual	composto	iônico	forma	o	retículo	mais	estável,	AgCl	ou	AgBr?