Química Aplicada à Engenharia - 5

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligações Químicas
 Conceito - são forças que unem átomos formando 
moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos 
iônicos.
Ligação 
Química
Ligação
Covalente
Ligação
Iônica
Ligações Iônicas
 Na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem os 
íons de cargas opostas.
 Formação da ligação
1. Formação do cátion: 𝑀 𝑔 → 𝑀+(𝑔) + 𝑒−
2. Formação do ânion: 𝑋 𝑔 + 𝑒− → 𝑋−(𝑔)
3. Equação do processo: 𝑀 𝑔 + 𝑋 𝑔 → 𝑀+(𝑔) + 𝑋−(𝑔)
A estrutura de Lewis
 A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu
símbolo químico rodeado por um número de pontos
(ou algumas vezes de o ou x) correspondentes ao
número de elétrons da camada de valência do
átomo.
Ex:
1. Na → 1 𝑒− na camada de valência
2. Al → 3 𝑒− na camada de valência
3. Cl → 7 𝑒− na camada de valência
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 Íons Monoatômicos
 Compostos Iônicos
A estrutura de Lewis
𝐶𝑙 + 𝑒− → 𝐶𝑙
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-
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𝑁𝑎 + → 𝑁𝑎+ 𝐶𝑙
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𝐶𝑙
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..
-
1. Calcular o número total de elétrons de 
valência. 
2. Colocar os símbolos dos elementos 
próximos. O de menor eletronegatividade 
é normalmente o central.
3. Ligue todos os átomos apropriados entre 
si, usando um par de elétrons por ligação. 
4. Distribua os elétrons restantes aos pares 
de modo que cada átomo tenha um octeto. 
5. Se faltarem elétrons, faça ligações 
múltiplas. 
A estrutura de Lewis
Cloro Sódio
LIGAÇÃO IÔNICA E ENERGIA
 Por que qualquer processo ocorre? 
“Todas as reações ocorrem quando os produtos 
formados são mais estáveis que os reagentes.”
Ex: Etapa Processo ∆H, Kj mol-1
1 Na → Na+ + 1𝑒− +495 (energia absorvida
2 𝐶𝑙 + 𝑒− → 𝐶𝑙− -348 (energia liberada)
3 Na+ + 𝐶𝑙− → Na𝐶𝑙 -449 (energia liberada)
Total: Na + 𝐶𝑙 → Na𝐶𝑙 -302 (energia líquida liberada)
Ligação Covalente
 A ligação covalente ocorre quando os dois átomos 
têm a mesma tendência de ganhar e perder 
elétrons.
 Sob essas condições, a transferência total de um 
elétron não acontece.
 Os elétrons ficam compartilhados entre os átomos
 A molécula de Hidrogênio
Ligação Covalente
H.H
.
Ligação
Forças Atrativas
Forças 
Repulsivas
 Energia Potencial de dois átomos de H a várias 
energias
Ligação Covalente
 Tanto na formação da ligação iônica quanto na 
formação da ligação covalente os elétrons que 
estavam desemparelhados nos reagentes, tornam-se 
emparelhados. E nos dois processos o produto 
resultante se encontra rodeado por oito elétrons 
(octeto).
Ligação Covalente
 Estrutura de Lewis
1. Determinar o número total de elétrons de valência
2. Determinar a estrutura da molécula
3. Inserir os elétrons, em pares, ao redor da estrutura.
Ex: CH4
1º Passo: 4Hx1e- + 1Cx 4e- = 8e-
2º Passo: 
3º Passo: 
Ligação Covalente
C
H
H
HH : :
:
:
Ligação Metálica
 Nos metais os orbitais moleculares espalham-se sobre muitos 
átomos e fundem-se em uma banda de orbitais moleculares, 
cujas energias apresentam um espaçamento muito próximo 
dentro de um intervalo de energias. A banda é composta por 
um número de orbitais igual ao número de orbitais atômicos 
contribuintes
 A ideia de que os orbitais moleculares de banda estão 
espalhados, ou deslocalizados, sobre todos os átomos em um 
pedaço de metal explica a ligação de sólidos metálicos. Essa 
teoria da ligação metálica é chamada de teoria de banda
 Nos metais a banda de energia é apenas parcialmente
preenchida; não há elétrons suficientes para ocupar
todos os orbitais, onde os elétrons preenchem os
orbitais moleculares de energia mais baixa.
Ligação Metálica
Hibridização dos Orbitais e Geometria 
Molecular
 Segundo a teoria da ligação de valência (TLV) a 
ligação química ocorre quando há a superposição 
dos orbitais atômicos, mas essa teoria não consegue 
descrever moléculas com grande número de 
átomos.
 Foi então que Linus Pauling propôs a Teoria da
Hibridização dos Orbitais, a teoria dizia que os
orbitais atômicos s, p e/ou d de um determinado
átomo podem se misturar para formar um novo
conjunto de orbitais denominado orbital híbrido.
Hibridização dos Orbitais e Geometria 
Molecular
 Sendo assim com o conjunto certo de orbitais 
poderíamos criar um orbital híbrido com 
diferentes orientações que darão a geometria 
final da molécula. 
 O número de orbitais híbridos é igual ao 
número de orbitais que lhe deu origem.
Hibridização dos Orbitais e Geometria 
Molecular
Hibridização dos Orbitais e Geometria 
Molecular
 Para a molécula de metano a geometria esperada é
tetraédrica. Para se obter a geometria adequada são
necessários quatro orbitais orientados na direção dos
quatro vértices de um tetraedro. Misturando os quatro
orbitais da camada de valência do carbono, o orbital
2s e os três orbitais 2p, cria-se um novo conjunto de
quatro orbitais híbridos que por sua vez tem a
geometria tetraédrica.
Hibridização dos Orbitais e Geometria 
Molecular
Hibridização dos Orbitais e Geometria 
Molecular
 Um fato interessante na hibridização é que os quatro
orbitais sp3 tem uma energia equivalente a média
ponderada das energias dos orbitais s e p originais. Como
os orbitais têm a mesma energia, a distribuição dos
elétrons segue a regra de Hund.
Hibridização dos Orbitais e Geometria 
Molecular
 A estrutura de Lewis para a amônia
mostra que existem quatro pares de
elétrons na camada de valência do
nitrogênio: três pares de ligação e um
par isolado (par não-ligante).
Baseado na geometria de pares de
elétrons do NH3 prevê uma
hibridização sp3 para o átomo de N.
O par de elétrons isolado é
distribuído num dos orbitais híbridos
e cada um dos outros três orbitais
híbridos está ocupado por um único
elétron.
Geometria da Amônia
Geometria Trigonal Plana
 A geometria de pares de elétrons plana triangular necessita de 
um átomo central com três orbitais híbridos num plano, com 
um ângulo entre eles de 120º. Três orbitais híbridos significa 
que três orbitais atômicos devem ser combinados.
 Nesse caso a combinação apropriada é de um orbital s com 
dois orbitais p, denominada de sp2. O trifluoreto de boro tem 
uma geometria plana triangular, cada ligação boro-flúor, 
resulta da superposição de um orbital sp2 do boro, com um 
orbital p do flúor.
Geometria Trigonal Plana
Geometria Linear
 Para uma molécula no qual o átomo central tem uma
geometria de pares de elétrons linear, é necessário dois
orbitais híbridos, com um ângulo de 180º entre eles. Um
orbital s e um orbital p podem se hibridizar para formar dois
orbitais híbridos sp.
 A combinação dos orbitais 2s e 2px do berílio formam dois
orbitais híbridos sp, que se localizam ao longo do eixo x. Cada
ligação Be–Cl surge pela superposição de um orbital híbrido
sp do berílio e um orbital 3p do cloro.
Geometria Linear
Moléculas com mais de quatro pares 
de ligações
 Para moléculas com mais ligações como o PCl5 e SF6 que tem 
cinco e seis ligações é necessário que o átomo central tenha 
cinco ou seis orbitais híbridos, que devem ser formados por 
cinco ou seis orbitais atômicos.
 Isto é possível se os orbitais atômicos adicionais provenientes 
da subcamada d forem utilizados na formação dos orbitais 
híbridos. Para os elementos do grupo principal no terceiro 
período e períodos mais elevados, os orbitais d são os orbitais 
de valência.
Geometria Bipiramidal Triangular
 A coordenação cinco e a geometria bipirâmide triangularcorrespondem à hibridização dsp3. Neste caso, os cinco 
orbitais híbridos, são formados pela combinação de um orbital 
atômico s, três orbitais atômicos p, e um orbital atômico d.
Geometria Octaédrica
 Para acomodar seis pares de elétrons na camada de 
valência de um elemento, devem ser formados seis 
orbitais híbridos d2sp3 a partir de um orbital atômico 
s, três orbitais atômicos p, e dois orbitais atômicos d.
 Os seis orbitais híbridos estão dispostos nos três 
eixos possíveis, deste modo a sua orientação permite 
que eles acomodem os pares de elétrons provenientes 
de um composto que tem uma geometria de pares de 
elétrons octaédrica.
Geometria Octaédrica
HIBRIDAÇÃO ELEMENTO ÂNGULO GEOMETRIA
sp³ Carbono
(Ligação Simples)
109º28’ Tetraédrica
sp² Carbono
(Ligação Dupla)
120º Trigonal Plana
sp Carbono
(Ligação Tripla/ Duas 
duplas)
180º Linear
sp³ Nitrogênio 107º Trigonal Plana
sp³ Oxigênio 105º Angular
sp² Boro 120º Trigonal Plana
sp Berílio 180º Linear
sp³d Fósforo 90º e 120º Bipirâmide 
Trigonal
sp³d2 Enxofre 90º Octaédrica
Interações Moleculares
 Existem diversos tipos de forças intermoleculares, elas 
envolvem interações entre íons e moléculas polares, entre 
moléculas polares e entre moléculas apolares com dipolos 
elétricos induzidos. Todos esses tipos de forças surgem devido 
a atrações eletrostáticas, isto é, interações entre cargas 
positivas e negativas.
 A ordem de grandeza das forças intermoleculares não é tão 
forte quanto as forças de ligação intramolecular. De modo 
geral, podemos considerar que as forças intermoleculares são 
15% menores que as energias de ligação.
Interações entre íons e moléculas com 
Dipolo permanente
A distribuição dos elétrons de ligação numa molécula resulta
num momento de dipolo permanente. As moléculas que
apresentam dipolo têm terminações positivas e negativas.
A atração íon-dipolo depende de alguns fatores:
I. Da distância entre o íon e o dipolo: quanto mais próximos
estiverem, maior a atração;
II. Da carga do íon: quanto maior a carga do íon, maior a
atração;
III. Da intensidade do dipolo: quanto maior a grandeza do
dipolo, mais forte a atração.
A formação de íons hidratados em solução aquosa é um dos exemplos
mais importantes deste tipo de interação. A água é uma molécula polar,
quando um composto iônico se dissolve em água, os íons positivos e
negativos são circundados por moléculas de água. As forças de atração
entre os íons e as terminações positiva e negativa do dipolo são fortes,
essa energia é chamada de energia de solvatação.
Interações entre íons e moléculas com 
Dipolo permanente
 Quando uma molécula polar encontra outra molécula polar, 
pode haver a interação entre elas: a extremidade positiva de 
uma delas é atraída pela extremidade negativa da outra. Como 
muitas moléculas têm dipolos, a interação dipolo-dipolo pode 
ter efeitos importantes nas propriedades das substâncias.
Interações entre íons e moléculas com 
Dipolo permanente
Ligação de Hidrogênio
As ligações O–H e N–H têm propriedades excepcionais, podem formar as
chamadas ligações de hidrogênio, um tipo especial de interação dipolo-dipolo
envolvendo ligações polares. O dipolo de uma ligação surge devido à
diferença de eletronegatividade entre os átomos que participam da ligação. A
grande diferença de eletronegatividade significa que as ligações O–H e N–H
são muito polares.
Interações entre Moléculas Polares e 
Apolares
Moléculas polares têm a capacidade de induzirem ou criarem dipolos
em moléculas apolares. O processo de indução de um dipolo é
chamado de polarização e o grau em que a nuvem eletrônica de um
átomo ou molécula pode se deformar e constituir um dipolo induzido
depende da polarizabilidade do átomo ou molécula.
Interações entre Moléculas Apolares
Os elétrons dos átomos e das moléculas estão em constante
movimentação, em média a nuvem eletrônica de um átomo é esférica.
Quando dois átomos ou duas moléculas apolares se aproximam as
atrações ou repulsões entre os respectivos elétrons e núcleos pode
levar a distorções das nuvens eletrônicas. Deste modo, a força de
atração intermolecular em líquidos ou sólidos apolares é uma força
dipolo induzido-dipolo induzido, também conhecidas como dispersões
de London.