AULA 7 Conceitos básicos de Ligação Química

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CONCEITOS BÁSICOS DE 
LIGAÇÃO QUÍMICA
Disciplina de QGeral – Licenciatura em Física - (1o semestre 2015)- Pires, AM. 
LIGAÇÃO QUÍMICA
Profa. Dra. ANA MARIA PIRES
Tipos de Ligações químicasTipos de Ligações químicas
•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
•Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos
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entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos
não-metálicos.
•Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um
metal para um não-metal.
•Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros
unidos.
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
Ligações químicas, símbolos de Ligações químicas, símbolos de 
Lewis e a regra do octetoLewis e a regra do octeto
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• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado
por pontos desemparelhados.
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
Regra do Octecto
•Todos os gases nobres, com exceção do He, têm
uma configuração s2p6.
•A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, 
perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam
rodeados por 8 elétrons de valência
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rodeados por 8 elétrons de valência
(4 pares de elétrons).
•Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Ex: H: camada de valência, orbital 1s, 2 elétrons, 
forma H2.
Símbolos de Lewis
Ligações químicas, símbolos Ligações químicas, símbolos 
de Lewis e a regra do octetode Lewis e a regra do octeto
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Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) →→→→ NaCl(s) ∆∆∆∆Hºf = -410,9 kJ
Ligação iônicaLigação iônica
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• A reação é violentamente exotérmica.
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos
que o constituem. Por quê?
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o 
Ligação iônicaLigação iônica
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• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o 
cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl-. 
Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl-
tem a configuração do Ar.
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada
íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-.
• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.
• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
Ligação iônicaLigação iônica
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• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
• Observe que os íons são empacotados o mais próximo
possível.
• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular
para descrever a rede iônica.
Ligação iônicaLigação iônica
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- Estrutura do NaCl (sal de rocha): cúbica de face centrada
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Shriver and Atkins, 1999.
- Estrutura de Sólidos Simples
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Um sólido bi-dimensional e duas escolhas de cela unitária. O cristal 
inteiro é reproduzido pelos deslocamentos translacionais de qualquer 
das cela unitárias, mas (a) é geralmente preferida porque ela 
representa a simetria máxima da estrutura, sendo que (b) não.
AS 14 REDES DE BRAVAISAS 14 REDES DE BRAVAIS
Dos 7 sistemas cristalinos
podemos identificar 14 tipos
diferentes de células
unitárias, conhecidas com
redes de Bravais. Cada uma
destas células unitárias tem
certas características que
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certas características que
ajudam a diferenciá-las das
outras células unitárias.
Além do mais, estas
características também
auxiliam na definição das
propriedades de um material
particular.
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Rede de Bravais para o sistema cúbico, um dos 7 sistemas 
cristalinos possíveis 
(2 Tetragonais, 3 Ortorrômbicas, 2 Monoclínicas, 1 
Triclínica,1 Hexagonal e 1 Trigonal). 
No total são 14 redes de Bravais.
Ligação iônicaLigação iônica
Energias envolvidas na formação da ligação iônica
•A formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir de Na(g) e Cl(g) é 
endotérmica.
•Por que a formação de NaCl(s) é exotérmica?
•A reação
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•A reação
NaCl(s) →→→→ Na+(g) + Cl−−−−(g) é endotérmica (∆∆∆∆H = +788 kJ/mol).
•A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase
gasosa é exotérmica:
Na+(g) + Cl−−−−(g) →→→→ NaCl(s) ∆∆∆∆H = −−−−788 kJ/mol
Energias envolvidas na
formação da ligação iônica
• 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
Ligação iônicaLigação iônica
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• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos
tamanhos dos íons:
κ é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas
nas partículas e d é a distância entre seus centros.
d
QQEl 21κ=
Energias envolvidas na
formação da ligação iônica
• A energia de rede aumenta à medida que:
•As cargas nos íons aumentam
Ligação iônicaLigação iônica
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•As cargas nos íons aumentam
•A distância entre os íons diminui
d
QQEl 21κ=
Ligação iônicaLigação iônica
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Ciclo de Born-Harber
Ligação iônicaLigação iônica
Configurações eletrônicas de
íons dos elementos representativos
•Esses são derivados da configuração eletrônica dos
elementos com o número necessário de elétrons adicionados
ou removidos do orbital mais acessível.
•As configurações eletrônicas podem prever a formação de
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•As configurações eletrônicas podem prever a formação de
íon estável:
•Mg: [Ne]3s2
•Mg+: [Ne]3s1 não estável
•Mg2+: [Ne] estável
•Cl: [Ne]3s23p5
•Cl−−−−: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
Ligação iônicaLigação iônica
Íons de metais de transição
•As energias de rede compensam a perda de até três elétrons.
•Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem
decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes
do 3d).
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do 3d).
Íons poliatômicos
•Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga
global em um composto contendo ligações covalentes.
Por exemplo, g. SO4
2-, NO3
-.
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer
perder ou ganharum elétron para formar um octeto.
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham
pares de elétrons para que cada um atinja o octeto.
Ligação covalenteLigação covalente
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• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação
química.
• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha
conectando os dois núcleos de H.
Ligação covalenteLigação covalente
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Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas
pelos símbolos de Lewis dos elementos:
Cl + Cl Cl Cl
Ligação covalenteLigação covalente
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• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em
uma ligação é representado por uma única linha:
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
A — B →→→→ par eletrônico simples
A — B →→→→ dupla ligação – 2 pares de elétrons
A B →→→→ tripla ligação – 3 pares de elétrons
Pares não compartilhados = pares isolados (. .)(influenciam a 
forma da molécula e suas propriedades)
H H O O N N
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Ligações múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja
compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2).
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N ).
Ligação covalenteLigação covalente
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• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• 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
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão
compartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação
covalente não significa compartilhamento igual daqueles
elétrons.
PolaridadePolaridade dada ligaçãoligação e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
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elétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons
estão localizados mais próximos a um átomo do que a
outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em
ligações polares.
Eletronegatividade
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de
atrair elétrons para si em certa molécula .
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e 
eletronegatividadeeletronegatividade
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• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala
de
0,7 (Cs) a 4,0 (F).
• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao descermos em um grupo.
PolaridadePolaridade dada ligaçãoligação e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Eletronegatividade
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Eletronegatividade e polaridade de ligação
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é
uma medida da polaridade de ligação:
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0
resultam em ligações covalentes apolares
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e 
eletronegatividadeeletronegatividade
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resultam em ligações covalentes apolares
(compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2
resultam em ligações covalentes polares
(compartilhamento de elétrons desigual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3
resultam em ligações iônicas (transferência de
elétrons).
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar
é representada por δδδδ+ e o polo negativo por δδδδ-.
PolaridadePolaridade dada ligaçãoligação e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
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é representada por δδδδ+ e o polo negativo por δδδδ-.
Momentos de dipolo
• Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação
polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da
PolaridadePolaridade dada ligaçãoligação e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
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• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da
molécula, chamamos o HF de um dipolo.
• O momento de dipolo,m, é a ordem de grandeza do 
dipolo:
onde Q é a grandeza das cargas.
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
Qr=µ
Tipos de ligação e nomenclatura
• O nome do elemento mais eletronegativo termina em –eto
e, em geral, vem antes no nome, seguido do prefixo ‘de’.
• O elemento menos eletronegativo recebe o nome em
seguida.
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e 
eletronegatividadeeletronegatividade
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seguida.
• Os compostos iônicos recebem seus nomes de acordo com
seus íons, inclusive a carga no cátion de sua variável.
• Os compostos moleculares recebem seus nomes com
prefixos.
Tipos de ligação e nomenclatura
Iônica Molecular
MgH2 Hidreto de magnésio H2S Sulfeto de hidrogênio
FeF2 Fluoreto de ferro(II) OF2 Difluoreto de oxigênio
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e 
eletronegatividadeeletronegatividade
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FeF2 Fluoreto de ferro(II) OF2 Difluoreto de oxigênio
Mn2O3 Óxido de 
manganês(III)
Cl2O3 Trióxido de dicloro
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar
quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma
ligação simples.
• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo
central.
• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo
central um octeto, tente ligações múltiplas.
Exemplo: BF4
- e PCl3
Carga formal
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis
obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos.
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos
a carga formal.
• A carga formal é a carga que um átomo teria em uma
molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma
eletronegatividade.
Carga formal
• Para calcular a carga formal: 
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes)
são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo
em uma ligação.
• A carga formal é: 
os elétrons de valência – o número de ligações – os elétrons de um 
único par
Carga formal
• Considere:
• Para o C:
C N
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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• Para o C:
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes
e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de
Lewis.
• Carga formal: 4 - 5 = -1.
Carga formal 
• Considere:
• Para o N:
C N
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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• Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da
ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
• Escrevemos: C N
Carga formal
• A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos mais
eletronegativos.
DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturas
de Lewisde Lewis
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Estruturas de ressonância
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas
estruturas de Lewis.
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas
podem ter estruturas similares às ligações múltiplas
entre diferentes pares de átomos.
Estruturas de ressonância
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações
idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma
simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturas
de Lewisde Lewis
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O
O
O
Estruturas de ressonância
DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturas
de Lewisde Lewis
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Estruturas de ressonância
• As estruturas de ressonância são tentativas de
representar uma estrutura real, que é uma mistura entre
várias possibilidades extremas.
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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Estruturas de ressonância
• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação
dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações
idênticas de caráter intermediário.
O
O
O O
O
O
DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturas
de Lewisde Lewis
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• Exemplos comuns: O3, NO3
-, SO4
2-, NO2 e benzeno.
O O
↔
. .
Ressonância no benzeno
• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um
anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros
átomos de C e um átomo de hidrogênio.
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os
átomos de C.
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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átomos de C.
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as
ligações C-C têm o mesmo comprimento.
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é
plano.
Ressonância no benzeno
• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno
de tal forma que haja ligações simples entre cada par de
átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam
deslocalizados por todo o anel:
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
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• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas
orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao
seu cheiro).
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http://blog.cryos.net/uploads/benzene-density-
esp1.png
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http://www.themolecularuniverse.com/blog/articles/computersmoleculesandmaterials/index.html
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um
octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
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• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e
NO2 têm um número ímpar de elétrons.
N O N O
Deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são típicas para
compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
• O exemplo mais típico é o BF3.
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
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3
• As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação
dupla B—F são menos importantes que aquela na qual
existe deficiência de elétrons.
Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar
mais de um octeto.
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
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• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o
suficiente em energia para participarem de ligações e
receberem a densidade eletrônica extra.
Exemplo: XeF4
• A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é
denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a
molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo ∆H para a reação:
Cl2(g) →→→→ 2Cl(g).
• Quando mais de uma ligação é quebrada:
ForçasForças das das ligaçõesligações
covalentescovalentes
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• Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g) →→→→ C(g) + 4H(g) ∆∆∆∆H = 1660 kJ
• A entalpia de ligação é uma fração do ∆H para a reação de
atomização:
D(C-H) = ¼ ∆∆∆∆H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
• As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.
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Entalpias de ligação e entalpias de reação
• Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a
entalpia para uma reação química.
• Admitimos que em qualquer reação química as ligações
ForçasForças das das ligaçõesligações covalentescovalentes
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• Admitimos que em qualquer reação química as ligações
precisam ser quebradas para que novas ligações sejam
formadas.
• A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de
ligações quebradas menos a soma das entalpias das
ligações formadas.
Entalpias de ligação e entalpias de reação
• Ilustramos o conceito com a reação entre o metano, CH4, e 
o cloro:
Forças das ligações Forças das ligações 
covalentescovalentes
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o cloro:
CH4(g) + Cl2(g) →→→→ CH3Cl(g) + HCl(g) ∆∆∆∆Hrxn = ?
ForçasForças das das ligaçõesligações covalentescovalentes
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ForçasForças das das ligaçõesligações covalentescovalentes
Entalpias de ligação e entalpias de reação
• 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.
( ) ( )[ ] ( ) ( )[ ]{ }Cl-HCl-CCl-ClH-C +−+=∆ DDDDH rxn
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• A reação como um todo é exotérmica, o que significaque
as ligações formadas são mais fortes do que as ligações
quebradas.
• O resultado acima é consistente com a lei de Hess.
( ) ( )[ ] ( ) ( )[ ]{ }
kJ 104
Cl-HCl-CCl-ClH-C
−=
+−+=∆ DDDDH rxn
ForçasForças das das ligaçõesligações covalentescovalentes
Entalpia de ligação e comprimento
de ligação
• Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que
as ligações simples.
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• Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes
do que as ligações simples.
• Quando o número de ligações entre os átomos aumenta,
os átomos são mantidos mais próximos e mais firmemente
unidos.
• Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons.
• Base de Lewis: doador de par de elétrons.
• Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam
Ácidos e bases de LewisÁcidos e bases de Lewis
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• Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam
conter prótons.
• Conseqüentemente, a definição de Lewis é a definição
mais geral de ácidos e bases.
• Os ácidos de Lewis geralmetne têm um octeto incompleto
(por exemplo, BF3).
• Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de 
Lewis.
Ácidos e bases de LewisÁcidos e bases de Lewis
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• Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual
os pares de elétrons possam ser doados).
• Os compostos com ligações p podem agir como ácido de 
Lewis:
H2O(l) + CO2(g)→ H2CO3(aq)
Hidrólise de íons metálicos
• Os íons metálicos são carregados positivamente e 
atraem moléculas de água (através dos pares livres no 
O).
• Quanto maior a carga, menor é o íon metálico e mais
forte á a interação M-OH2.
• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos:
ÁcidosÁcidos e bases de Lewise bases de Lewis
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• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos:
• O pH aumenta à medida que o tamanho do íon aumenta
(por exemplo, Ca2+ versus Zn2+) e 
à medida que a carga aumenta:
(Na+ versus Ca2+ e Zn2+ versus Al3+).
Fe(H2O)63+(aq) Fe(H2O)5(OH)2+(aq) + H+(aq) Ka = 2 x 10-3
Hidrólise de íons metálicos
Ácidos e bases de LewisÁcidos e bases de Lewis
Disciplina de QGeral – Licenciatura em Física - (1o semestre 2015)- Pires, AM.