Ligações Químicas

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* Ligações Químicas * 
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Ligações Químicas 
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É a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. 
 
 Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para 
um não-metal. 
 
 Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois 
átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. 
 
 Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. 
Ligações Químicas 
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 Símbolos de Lewis 
Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um 
átomo, representamos os elétrons de valência (elétrons da última camada) como 
pontos ao redor do símbolo do elemento. 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 octeto 
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração ns2 np6. 
Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até 
que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). 
 
Exemplo: Na (Z=11) e F (Z=9) Cuidado: existem várias exceções à regra do 
octeto. 
Ligações Iônicas 
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 Caracterizada pela transferência de elétrons entre átomos com grandes 
diferenças de tendências em ganhar ou perder elétrons; 
 
 O metal (baixa energia de ionização) perde um ou mais elétrons de valência, 
e o não-metal (alta afinidade eletrônica) ganha elétron (s). 
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Ligações Iônicas 
 Quando ocorre a transferência de elétrons de metal para não-metal cada 
átomo forma um íon com a configuração eletrônica de um gás nobre; 
 
 A atração eletrostática entre esses íons positivos e negativos constitui uma 
matriz tridimensional de um sólido iônico, cuja fórmula química representa a 
relação cátion-ânion. 
Arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D 
Uma ligação iônica é consequência da 
atração eletrostática entre íons de cargas 
opostas. 
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Ligações Iônicas 
Sódio + cloro 
 Os oito elétrons na camada L do Na+, que agora é sua última camada externa não são mostrados. 
Neste tipo de estrutura de Lewis, os pontos servem para mostrar apenas os elétrons na camada de 
valência do átomo original, por isso Na+ não apresenta pontos. 
Proporção Na+ e Cl - é 1:1 
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Ligações Iônicas 
 Todos os metais do grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs) reagirão com os elementos 
do grupo 7 (F, Cl, Br, I) para formar compostos iônicos de mesma fórmula 
geral, MX. 
 
 Todos os íons resultantes, M+ e X
-, têm configuração de gás nobre. 
 O íon cloreto (Cl-) resultante possui a mesma configuração eletrônica que o 
átomo de Argônio (gás nobre) >>> dizemos que o íon cloreto e átomo de 
Argônio são isoeletrônicos 
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Ligações Iônicas 
 Consideremos a reação do lítio (grupo 1) com o oxigênio (grupo 6) para 
formar o óxido de lítio, um composto iônico sólido (p.f. 1700 oC). 
 
 A reação pode ser representada como: 
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Ligações Iônicas 
 Usando a regra do octeto, pode-se prever que um metal perde seus poucos 
elétrons de valência para formar um cátion e um não-metal ganha poucos 
elétrons para formar um ânion. 
A regra é útil, mas, não explica por que este processo ocorre. 
Qual é “força motriz” atrás da formação de cloreto de sódio a partir de sódio 
e cloro? 
 Por que qualquer processo ocorre? 
 
Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
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Ligações Iônicas 
 Todas as reações ocorrem quando os produtos formados são mais estáveis 
que os reagentes. 
 
• Em outras palavras, quando um sistema sofre uma transformação, ele 
atinge um estado de maior estabilidade. 
 
 E isso ocorre quando há liberação de energia. 
 
 Um processo é dito energeticamente favorável quando vem 
acompanhado por uma liberação de energia. Para um sistema mantido à 
pressão constante, um aumento de estabilidade é associado a um decréscimo 
de entalpia, ou H < 0. 
Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
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Ligações Iônicas 
 O sódio está no grupo 1 da Tabela Periódica ([Ne] 3s1). 
 Esta configuração, com um elétron fora da camada fechada sugere que o 
átomo de sódio deve formar um íon +1. 
 Entretanto, o elétron de valência é fortemente atraído pela carga nuclear 
efetiva que deixa se desprender. 
 
Energia de ionização: Na (g) → Na
+
 (g) + é E= 494 KJ/mol 
 
Afinidade eletrônica: Cl (g) + é → Cl
-
 (g) E= 349 KJ/mol 
 
Energia requerida – energia liberada = + 145 KJ/mol (aumento de energia). 
 
>>>> Não há razão para que se forme NaCl 
 
Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
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Ligações Iônicas 
 A contribuição que falta é a forte atração coulômbica (eletrostática) entre 
os íons de cargas opostas no sólido. 
Quando os íons sódio e cloro se juntam para formar um sólido cristalino, a 
atração mútua libera grande quantidade de energia. 
Experimentalmente, obtém-se: 
Energia liberada: Na+ (g) + Cl
-
 (g) → NaCl (s) E= 787 KJ/mol 
 
Assim, a mudança de energia líquida no processo: 
 Na(g) + Cl (g) → NaCl (s) E= -642 KJ/mol 
 
145 - 787 KJ/mol = -642 KJ/mol (um imenso decréscimo de energia). 
 
Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
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Ligações Iônicas 
 Um sólido composto de íons Na+ e Cl- tem energia mais baixa do que um 
gás formado por átomos de Na e Cl. 
 
 Um sólido iônico não se mantém junto por ligações entre pares específicos 
de íons: todos os cátions interagem mais ou menos com todos os ânions, 
todos os cátions repelem-se uns aos outros e todos os ânions repelem-se uns 
aos outros. 
 
 A interação entre íons em um sólido é grande quando os íons são 
pequenos e têm carga alta. 
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Ligações Iônicas 
Propriedades dos compostos iônicos 
 A forte atração entre íons de cargas opostas em um sólido cristalino influencia suas 
propriedades, tais como: 
 Alto ponto de fusão e ebulição 
 Rígidos e bastante quebradiços 
 Como as ligações iônicas são fortes, uma 
quantidade razoável de energia deve ser fornecida 
para quebrar um sólido iônico 
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Ligações Iônicas 
Propriedades dos compostos iônicos 
 Condutividade elétrica 
 No estado sólido não são bons condutores de 
eletricidade, porque isto implica o movimento de 
cargas livres; 
 
 No entanto, se o sólido for dissociado, os íons 
adquirem grande mobilidade e, assim, o composto 
iônico na fase líquida é um bom condutor elétrico; 
Ligações Covalentes 
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 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. 
Em vez disso, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos. 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes 
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 Os dois átomos ficam juntos porque ocorre interação coulômbica entre os 
dois elétrons e os núcleos. 
 
Nenhum dos átomos perde totalmente um elétron e, portanto, nenhum 
átomo precisa receber a totalidade da energia de ionização. 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes 
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Estruturas de Lewis 
 O par de elétrons compartilhado é colocado entre os dois símbolos. Os outros 
elétrons são agrupados aos pares ao redor do átomo, como pares isolados ou 
não-compartilhados 
Ligações Covalentes 
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Estruturas de Lewis 
 A estrutura de Lewis não retrata a forma geométrica da molécula; 
simplesmente indica quais átomos se ligam e quais têm pares 
isolados. 
Ligações Covalentes 
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Íons poliatômicos 
 As estruturas de Lewis também podem ser escritas para íons 
poliatômicos(íons formados por dois ou mais átomos ligados entre si por 
meio de uma ligação covalente; são moléculas com alguma carga. 
 
 O procedimento é o mesmo que o usado para moléculas, exceto pelo fato 
de no total de elétrons serem adicionados elétrons no lugar de cargas 
negativas e subtraídos elétrons no lugar das cargas positivas. 
 
 Ex: NH4
+; ClO- 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes Coordenadas 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes Coordenadas 
• Molécula CO 
• Esse tipo de ligação, em que os elétrons do par compartilhado são 
cedidos por somente um dos átomos, é chamada ligação 
covalente coordenada ou dativa 
A noção de ligação covalente coordenada é utilizada para explicar como as 
ligações são formadas e não há diferenças em seu comportamento após a 
sua formação 
Limitações da Regra do Octeto 
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 A regra do octeto diz que oito elétrons preenchem a camada externa para 
atingir a configuração da camada de valência de um gás nobre ns2np6 . 
 Quando, entretanto, o átomo central tem orbitais d vazios, ele pode 
acomodar 10, 12 ou até mais elétrons. 
 Os elétrons nessa camada de valência expandida podem estar como pares 
isolados ou podem ser usados pelo átomo central para formar ligações. 
 
Limitações da Regra do Octeto 
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 Alguns átomos como fósforo, enxofre e outros não-metais do período 3 e 
seguintes podem acomodar mais de 8 elétrons na camada de valência. 
 Ex: PCl5 e SF6 
Limitações da Regra do Octeto 
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 Também existem algumas moléculas (mas não muitas) nas quais o átomo 
central se comporta como se tivesse menos que um octeto (octeto 
incompleto). 
 Ex: BeCl2 e BF3 
Limitações da Regra do Octeto 
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Limitações da Regra do Octeto 
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Limitações da Regra do Octeto 
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Limitações da Regra do Octeto 
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Limitações da Regra do Octeto 
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Limitações da Regra do Octeto 
Ligações Covalentes 
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Estruturas de Ressonância 
Ligações Covalentes 
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Estruturas de Ressonância 
Ligações Covalentes 
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Estruturas de Ressonância 
 A estrutura da molécula de ozônio é conhecida como um híbrido de 
ressonância das duas formas, ou seja é uma forma intermediária e não 
pode ser representada satisfatoriamente por uma simples estrutura de 
Lewis. 
 Cada ligação O – O não é simples nem dupla, é intermediária. 
Ligações Covalentes 
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Estruturas de Ressonância 
Ligações Covalentes 
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Estruturas de Ressonância 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes Apolares e Polares 
 Ligações covalentes podem ser polares ou apolares. 
 
 Em uma ligação apolar o par de elétrons é igualmente compartilhado 
entre os dois núcleos. 
 Na molécula de H2, por exemplo, os átomos apresentam a mesma 
eletronegatividade. 
 
 Isto significa que o par de elétrons compartilhados são igualmente atraídos 
por ambos os núcleos dos átomos de hidrogênio e, portanto, a nuvem 
eletrônica está igualmente distribuída entre os dois núcleos. 
Ligações Covalentes 
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 Nas Ligações covalentes apolares a densidade de elétrons é simétrica 
em relação a um plano que é perpendicular a uma linha entre os dois 
núcleos. 
 
 Isto é verdade para todas as moléculas diatômicas homonucleares, como 
H2, F2, O2, N2 e Cl2, porque os dois átomos idênticos têm 
eletronegatividades idênticas. 
Ligações Covalentes Apolares e Polares 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes Apolares e Polares 
 Por outro lado, a ligação H-F tem algum grau de polaridade, pois H e F não 
são átomos idênticos e, portanto, não atraem os elétrons igualmente. Os 
elétrons são compartilhados, mas de maneira desigual. 
Moléculas diatômicas heteronucleares 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes Apolares e Polares 
parcialmente positivo (carga parcial, δ+). 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes Apolares e Polares 
 Uma ligação que possui cargas parciais positiva e negativa em seus 
extremos é chamada de ligação covalente polar. 
 
 A separação de cargas em uma ligação covalente polar cria um dipolo 
(dois pólos de cargas envolvidos). 
 
 As moléculas HF, HBr, HCl, HI, possuem dipolos diferentes, uma vez que 
os halogênios possuem diferentes eletronegatividades. 
 
 Os átomos dessas moléculas têm diferentes tendências para atrair o par 
de elétrons que compartilham com o hidrogênio. 
Ligações Covalentes 
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Ligações Covalentes Apolares e Polares 
 A medida da polaridade da ligação, que podemos imaginar como sendo a 
característica iônica da equação, varia de modo contínuo de acordo com 
a diferença de eletronegatividade. 
 
 A ligação se torna mais de 50% iônica quando a diferença na 
eletronegatividade excede aproximadamente 1,7. 
Ligações Químicas 
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 Carga formal é a carga hipotética em um átomo, molécula ou íon poliatômico; 
 
 Para encontrar a carga formal contamos os elétrons ligantes, como se fosse 
igualmente compartilhados entre os dois átomos ligados; 
 
 O conceito de cargas formais nos ajuda a escrever as estruturas de Lewis 
corretamente na maioria dos casos; 
 
 A fórmula mais energeticamente favorável para uma molécula é normalmente aquela 
em que a carga formal em cada átomo é igual a zero ou o mais próximo de zero 
possível. 
Cargas Formais 
Ligações Químicas 
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Carga formal = (nº de elétrons de valência do átomo isolado) – 
(nº de ligações no átomo + nº de elétrons não-compartilhados) 
Cargas Formais 
Ligações Químicas 
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Cargas Formais 
Ligações Químicas 
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Cargas Formais 
Carga formal = (nº de elétrons de valência do átomo isolado) – (nº 
de ligações no átomo + nº de elétrons não-compartilhados) 
Ligações Químicas 
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Cargas Formais 
Ligações Químicas 
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2) 
Cargas Formais 
Ligações Covalentes 
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Forças de Ligação 
 A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada, 
entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de H2, a D(H-
H) é dada pelo ∆H para a reação: 
H2(g) → 2H(g) ∆H = 435 kJ/mol 
 
 Precisaríamos de 435 kJ para quebrar a ligação de 1 mol de moléculas de 
H2 em 2 mols de átomos de hidrogênio. 
 Quanto maior a energia de dissociação >>> mais forte é a ligação. 
 Uma ligação múltipla é muito mais forte que uma ligação simples 
porque mais elétrons unem os átomos. 
Ligações Covalentes 
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Forças de Ligação 
 A presença de pares isolados pode influenciar as energias de ligação. Os 
pares isolados repelem-se e se eles estão em átomos vizinhos, a repulsão 
pode enfraquecer a ligação. 
 P.ex. A ligação F-F é mais fraca que a ligação H-H >>> a molécula de H2 
não possui pares de elétrons isolados. 
 
 As variações de energia de ligação correlacionam-se com as variações de 
raio atômico. Se os núcleos dos átomos ligados não podem se aproximar 
do par de elétrons que fica entre eles, a ligação dos dois átomos é fraca. 
 Quanto maior o raio atômico >>> mais fraca é a ligação. 
Ligações Covalentes 
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Comprimento de Ligação 
 É a distância entre os centros de dois átomos em ligação covalente e 
corresponde à distância internuclear no mínimo de energia potencial dos 
dois átomos. 
 
 As ligações entre átomos pesados tendem a ser mais longas do que de 
átomos leves >>>> átomos pesados têm raios maiores. 
 
O comprimento de ligação aumenta para baixo em um grupo 
com o aumento do raio atômico. 
Ligações Covalentes 
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Comprimento de Ligação 
 As ligações múltiplas são maiscurtas do que as simples. 
Os elétrons de ligações adicionais atraem os núcleos mais 
fortemente e os aproximam. 
 Raio covalente: contribuição de cada átomo para o comprimento de uma 
ligação. 
 
 O comprimento de ligação é aproximadamente a soma dos raios 
covalentes dos dois átomos envolvidos. 
 
Ligações Metálicas 
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 Ligação metálica é a ligação entre metais. Formam as chamadas ligas 
metálicas; 
 
 No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente 
ordenadas formando as células, ou grade ou retículo cristalino. 
 
 Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células 
unitárias formadas por cátions desse metal. 
Ligações Metálicas 
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 Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre a liberação 
parcial dos elétrons mais externos, com a consequente formação de 
cátions, que formam as células unitárias. 
 
 Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram 
liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. 
 
 São dotados de um certo movimento e, por isso, são chamados de 
elétrons livres. 
 
 Essa movimentação dos elétrons livres explica porque os metais são bons 
condutores elétricos e térmicos. 
Ligações Metálicas 
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 A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou a 
criação da Teoria da Nuvem eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons. 
 
 Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e 
cátions, mergulhados numa nuvem ou “mar” de elétrons livres. Esta nuvem 
de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantêm os átomos 
unidos. 
Ligações Metálicas 
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 Os metais se caracterizam por possuírem propriedades tais como: 
 
 Alta condutividade elétrica e térmica; 
 Maleabilidade e ductilidade, que raramente são encontradas em 
sólidos iônicos ou covalentes. 
Ligações Metálicas 
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 Os sólidos metálicos são altamente organizados, formando retículos 
cristalinos, sendo os vértices dos retículos ocupados por íons positivos. 
 
 P. ex. no lítio metálico encontram-se os íons Li+. Os elétrons liberados 
pelos átomos para formar esses íons estão espalhados na forma de uma 
nuvem eletrônica ao longo de todo o cristal: