3 Ligações Quimicas

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 O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos 
desemparelhados 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. 
Símbolos de Lewis 
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Diagrama de Linus Pauling 
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 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 (4 pares de elétrons). 
 
Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. 
A regra do octeto 
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Ligação Química 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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Considere a reação entre o sódio e o cloro: 
 
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = - 410,9 kJ 
Ligação iônica ou eletrovalente 
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 O 11Na perdeu um elétron para se transformar em Na
+: 
 
 
 O 17Cl ganhou o elétron para se transformar em Cl
- 
 
 
 
 O Na+ tem a configuração eletrônica do Ne (1s2 2s22p6). (Perde 3s1) 
 
 O Cl- tem a configuração do Ar (1s2 2s22p6 3s23p6). (Passou de 3p5 para 3p6) 
 
 Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um 
octeto de elétrons circundando o íon central. 
Na(g)  Na
+
(g) + e
- 
Cl(g) + e
-  Cl-(g) 
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• A reação é violentamente exotérmica: 
 
Na (s) + ½Cl2 (g)  NaCl (s) DHºf = - 410,9 kJ 
NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por quê? 
 
Devido a atração entre íons de cargas opostas que os mantém unidos, 
liberando energia e fazendo com que eles formem um arranjo ou rede 
cristalina. 
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 A formação de Na+(g) a partir de Na(g) é endotérmica (496 kJ/mol). 
 A formação de Cl-(g) a partir de Cl(g) é exotérmica (-349 kJ/mol). 
 Se a reação entre Na e Cl envolvesse somente ganho e perda de elétrons, a 
energia envolvida na reação seria: 
 
 Na + Cl  NaCl DH = 496 –349 = 147 kJ/mol 
 
 Entretanto, a atração eletrostática entre os íons para formar a rede 
cristalina libera energia, tornando o processo exotérmico. 
Energias envolvidas na formação da 
ligação iônica 
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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 íon estável: 
Mg: [Ne]3s2 
Mg+: [Ne]3s1 não estável 
Mg2+: [Ne] estável 
Cl: [Ne]3s23p5 
Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável 
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Íons de Metais de Transição 
 
• Muitos metais de transição têm mais de três elétrons além da configuração 
de gás nobre. 
• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. 
 
• Portanto, para formar íons os metais de transição perdem primeiro os 
elétrons s do nível de valência, depois , tantos elétrons d forem necessários 
para atingir a carga do íon. 
Fe: [Ar]3d64s2 
Fe2+: [Ar]3d6 
Fe3+: [Ar] 3d5 
 ÍONS POLIATÔMICOS 
 Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em 
um composto contendo ligações covalentes. 
 SO4
2-, NO3
- 
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São sólidos nas condições ambiente; 
Apresentam altos pontos de fusão e ebulição; 
São condutores de eletricidade quando no estado líquido 
(fundidos) ou quando dissolvidos em água; 
A maioria dos compostos são solúveis em água. 
Propriedades dos compostos iônicos: 
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Ocorre entre átomos de metais iguais ou metais diferentes (ligas). 
A partir de propriedades dos metais: 
 
 1. São bons condutores de corrente: indica elétrons semi-livres; 
 2. São sólidos cristalinos em temperatura ambiente, com alto Ponto de 
Fusão: indica forte ligação; 
 3. Em geral apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. 
 
Propõe-se um modelo para a ligação metálica: 
“Teoria da nuvem eletrônica ou “mar de e- livres”. 
 
Ligação Metálica 
É a ligação química que se estabelece entre os átomos de diversos metais 
(ex: Ferro, Zinco, Alumínio, etc) 
 
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Ligação Metálica 
“Teoria da nuvem eletrônica ou “mar de e- livres”. 
 Os elétrons de valência não estão ligados a um único átomo, mas estão 
mais ou menos “livres” para se movimentarem por todo o metal. 
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Ligação Metálica 
• Assim, os elétrons de valência movem-se livremente por entre a rede de íons 
metálicos positivos, não estando localizados em nenhum átomo em particular, 
explicando a boa condutividade elétrica dos metais. 
• O “compartilhamento” destes elétrons pelos vários núcleos dos metais é 
responsável pela forte adesão dos átomos. 
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 Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou 
ganhar um elétron para formar um octeto. 
 
 Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons 
para que cada um atinja o octeto. 
 
 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 covalente 
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 É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar 
elétrons em suas últimas camadas. 
 
 Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação 
de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer 
a ambos os átomos. 
 
 Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre 
hidrogênio e hidrogênio. 
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 Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois 
átomos. 
 
 
 
 
 Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a 
quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. 
 
 A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita APOLAR, pois nela os 
elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem 
mais força que o outro para atrair o elétron para si. 
 
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 A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de 
carbono unidos através de ligações covalentes. 
 
 Na molécula de CH4 o átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada 
átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons 
nas últimas camadas. 
 
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Estruturas de Lewis 
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos 
elementos: 
 
 
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é 
representado por uma única linha: 
 
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Ligação covalente 
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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 (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
Ligação covalente 
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 LIGAÇÃO COVALENTE POLAR é aquela que constitui um dipolo 
elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados 
são diferentes. (ex: HF, CO, H2O) LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR é aquela que não constitui dipolo 
elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são iguais. 
 (ex: H2, O2, F2) 
 
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 Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última 
camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. 
 
 Este par de elétrons apresenta as mesmas características da ligação 
covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é 
somente um dos átomos participantes da ligação. 
 
 Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos 
participantes. 
 
Ligação Covalente Dativa ou Coordenada 
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 Representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no 
átomo receptor. 
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 São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente. 
 Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos 
iônicos). 
 São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir 
quando em meio aquoso (ionização). 
 A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos. 
 
Propriedades dos compostos moleculares: 
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FIM 
 
 
Lembre-se: 
 
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR AOU APOLAR 
NÃO SIGNIFICAA QUE A MOLÉCULA É POLAR 
OU APOLAR. 
 
Até a próxima aula…