Ligações Químicas: Introdução e Teoria do Octeto

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Aula V – Ligações químicas I
Disciplina: Química geral
Profª: Luciana Mattos
1. Introdução
 A ligação química é a junção de dois átomos.
 Os átomos ligam-se uns aos outros se energia é liberada no processo.
 As configurações eletrônicas dos átomos controlam sua combinação com outros átomos.
 Existem três pos de ligação química:
Iônica: quando o abaixamento de energia pode ser obtido pela transferência completa de um ou
mais elétrons de um átomo para o outro. Nesse caso forma-se íons e o composto mantém-se pela
atração eletrostática entre os íons.
Covalente: quando a diminuição de energia é atingida pelo compartilhamento de elétrons. Nesse
caso temos a formação de moléculas.
Metálica: Cátions em um grande número são mantidos juntos por um número grande de elétrons.
2. Teoria do octeto
 As únicas substâncias formadas por átomos isolados são os gases nobres. Já que eles não
necessitam de ligações químicas entre seus átomos, pois são consideradas quimicamente
estáveis por natureza.
2. Teoria do octeto
 Buscando a razão da estabilidade dos gases nobres, observou-se que somente eles, exceto o He,
apresentavam oito elétrons na camada de valência.
 Logo, a camada mais externa da distribuição eletrônica está relacionada à estabilidade química.
Teoria do Octeto: Todos os elementos buscam formas de adquirir configurações eletrônicas 
(distribuição eletrônica) iguais às dos gases nobres para conseguir estabilidade química. 
3. Ligação iônica
Vamos analisar a substância NaCl:
1- O cloro
 Se localiza na família (17) ou 7A e tem Z= 17, ou seja, possui 17 elétrons
 Distribuição: K = 2, L = 8 e M = 7
 A afinidade eletrônica dos átomos de cloro é +349 KJ.mol-1
Cl(g) + e
-(g) → Cl-(g) E liberada = 349 KJ . mol
-1
2- O sódio
 Se localiza na família (1) ou 1ª e tem Z= 11, ou seja, possui 11 elétrons
 Distribuição: K = 2, L = 8 e M = 1
 A energia experimental do sódio é 494 KJ.mol-1
Na(g) → Na+(g) + e
-
(g) E necessária = 494KJ.mol
-1
o abaixamento de energia pode ser obtido pela transferência completa de um ou mais elétrons 
de um átomo para o outro.
3. Ligação iônica
 Nesse ponto, o balanço da mudança de energia é +145 KJ.mol-1. Ou seja ocorre um aumento de
energia.
 Assim, não há razão para que se forme o NaCl .
 A contribuição que falta é a forte atração coulômbica (eletrostática).
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) 
E liberada = 787 KJ.mol
-1
3. Ligação iônica
Podemos agora começar a entender a formação das ligações iônicas e a predizer quando esperá-la.
 A energia realmente abaixa se a atração entre os íons é maior do que a energia necessária para fazê-los.
 Tipicamente, somente elementos metálicos têm energias de ionização suficientemente baixas para que a
formação dos cátions monoatômicos possa ser energeticamente favorável.
 Então, a ligação iônica ocorre entre elementos metálicos e não-metálicos.
3. Ligação iônica
Al 3+ O 2- →Al2O3
3. Ligação iônica
Utilizando o método de Lewis, no qual é representado o último nível eletrônico do átomo ou camada 
de valência por pontos.
Exercícios:
1) Dê as fórmulas esperadas para os seguintes compostos:
a) Sulfeto de ferro (II)
b) Cloreto de cobalto (III)
c) Cloreto de magnésio
d) Brometo de sódio
e) Fluoreto de sódio
f) Óxido de cálcio 
4. Ligação covalente
 Como os não-metais não formam cátions, a natureza das ligações entre átomos de não-metais
desconcertou os cientistas até 1916.
 Até que Lewis propôs que uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois
átomos.
 Os elementos não-metálicos existem como moléculas, como por exemplo:
H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, P4, S8.
 Ainda existem elementos que podem formar sólidos com uma rede extensa de átomos, como o
silício cristalino e as formas de carbono grafita e diamante.
Quando a diminuição de energia é atingida pelo compartilhamento de elétrons
4. Ligação covalente
Vamos analisar o elemento químico o:
 Se localiza na família (16) ou 6A e tem Z= 8, ou seja, possui 8 elétrons
 Distribuição: K = 2, L = 6
4. Ligação covalente
Podemos considerar que os elementos químicos ametais quando se ligam com formam ligações 
químicas covalentes.
Pensando na molécula de Cl2 sua estrutura de Lewis é:
As ligações covalentes são descritas 
como uma linha (____) para representar o 
par de elétrons compartilhado.
Exercício
Escreva a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
a) HCl
b) O2
c) N2
d) H2O
4. Ligação covalente
Como escrever as estruturas de Lewis de espécies poliatômicas? 
Ex: HNO3, NH3?
1- Escolher o átomo central (geralmente escolhe-se o elemento com mais baixa energia de ionização).
2- Contar os elétrons de valência
3- Arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central (Ex: SO2)
4-Colocar um par de elétrons entre cada par de átomos ligados e contar quantos pares de elétrons ainda 
sobram. (cada átomo deve ficar com 4 pares de elétrons)
5- Se não existirem pares de elétrons suficiente forme ligações múltiplas. Após isso, completar o octeto 
de cada átomo ( ou dublete, no caso do H). 
6- Represente cada par de elétrons ligados por uma linha. Para conferir a validade de uma estrutura de 
Lewis, observe se cada átomo tem u octeto ou um dublete.
4. Ligação covalente
Como escrever as estruturas de Lewis de espécies poliatômicas? 
H2SO4 HNO3
HNO2
HClO4
4. Ligação covalente
Exceções da regra do octeto
1- Radicais e Birradicais
Alguma espécies têm número ímpar de elétrons de valência, o que significa que pelo menos um de seus 
átomos não pode ter um octeto. 
Essa espécies são, em geral, muito reativas. 
Um radical é a espécie com um elétron desemparelhado.
Um birradical tem dois elétrons desemparelhados.
4. Ligação covalente
Exceções da regra do octeto
2- Camadas de Valência Expandindas
Quando o átomo central de uma molécula tem orbitais d vazios, ele pode acomodar 10, 12, ou até mais 
elétrons.
Somente os não metais do período 3 ou acima podem ter octetos expandidos.
Outro fator que determina se outros átomos, além dos permitidos pela regra do octeto, podem se ligar 
ao átomo central é o tamanho deste.
Ex: o PCl5 existe, já o NCl5 não.
4. Ligação covalente
Exceções da regra do octeto
3- Estruturas incomuns de alguns compostos do grupo III
Os átomos de Boro (B) e alumínio (Al) podem ter estruturas de Lewis incomuns, nas quais o B e o Al tem 
octetos incompletos.