AULA LIGAÇÃO QUÍMICA 2 (1)

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Prof. Marco Aurélio O. Lima 
QUÍMICA TECNOLÓGICA – TEORIA 
 
 
Engenharias 
 
 
 
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LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
 
 
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Vamos estudar o quê 
 O que é ligação química? 
 Como se forma uma ligação química? 
 Como ficam os elétrons quando os átomos se ligam? 
 Por que os átomos se ligam formando espécies poliatômicas? 
 Ligações covalentes polares e eletronegatividade 
 O compartilhamento de elétrons 
 
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Os átomos da maioria dos elementos químicos não 
apresentam existência isolada. 
Apenas os gases nobres, nas condições 
ambientes, apresentam átomos estáveis isolados. 
 
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 Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e 
íons onde cada espécie química procura uma maior 
estabilidade. 
Menos estáveis 
Mais estáveis 
Átomos 
isolados 
Átomos 
ligados 
E
n
e
rg
ia
 
 
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ΔHf = ΔHs + ΔHI1 + ΔHd + ΔHAF1 - U 
 
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 Sublimação: é a conversão da matéria do estado sólido ao 
estado gasoso sem passar pela fase líquida. O processo inverso 
também é chamado de sublimação. 
 
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 Energia de dissociação: é a energia necessária para quebrar 
essa ligação. 
 
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 Energia de ionização: energia necessária para remover um 
elétron de um átomo na fase gasosa 
 
X(g) X+(g) + e-(g) 
 
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 Energia de ionização: 
 
 
 
 Primeira energia de ionização: 
 
Cu(g) Cu+(g) + e-(g) I1 = 746 KJ mol
-1 
 
 
 Segunda energia de ionização: 
 
Cu+(g) Cu2+(g) + e-(g) I2 = 1958 KJ mol
-1 
 
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 Afinidade eletrônica: energia liberada quando um elétron se liga 
a um átomo na fase gasosa 
 
X(g) + e-(g) X-(g) 
 
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Exercício 1: Calcule a energia de formação do cloreto 
de sódio gasoso com base nos dados abaixo: 
 
Na(g) + Cl(g) → NaCl(g) Ef 
 
EI = + 496 kJ/mol 
AE = - 348 kJ/mol 
Epar iônico = - 450 kJ/mol 
R: Ef = - 302 kJ/mol 
 
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R: Ef = - 410 kJ/mol 
Exercício 2: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a 
energia de formação do cloreto de sódio sólido com base 
nos dados abaixo: 
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) Ef 
 
Esublimação = + 108 kJ/mol 
Edissociação = + 121 kJ/mol 
EI = + 496 kJ/mol 
AE = - 348 kJ/mol 
Erede = 787 kJ/mol 
 
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R: Ef = - 975 kJ/mol 
Exercício 3: Monte o ciclo de Born-Haber e calcule a 
energia de formação do cloreto de cálcio sólido com base 
nos dados abaixo: 
Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s) Ef 
 
Esublimação = + 192 kJ/mol 
Edissociação = + 238 kJ/mol 
1ª EI = + 590 kJ/mol 
2ª EI = + 1146 kJ/mol 
AE = - 350 kJ/mol 
Erede = 2261 kJ/mol 
 
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Características dos compostos iônicos 
 
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 não conduzem corrente elétrica no estado sólido; 
 os íons, ao se ligarem, neutralizam suas cargas e impedem 
que a corrente elétrica flua; 
 conduzem corrente quando fundidos ou em solução 
aquosa; 
 ao acontecer o processo de fusão ou solvatação (com a 
adição da água), os íons separam-se, permitindo a passagem 
da corrente elétrica; 
 são sólidos à temperatura ambiente; 
 por causa da força de atração entre os cátions e os ânions; 
 possuem altos pontos de fusão e de ebulição; 
 para romper as ligações iônicas, é necessário adicionar muita 
energia. Por isso, os pontos de fusão e de ebulição são altos. 
Características dos compostos iônicos 
 
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Características dos compostos iônicos 
Solvatação de cristal de Cloreto de sódio. 
 
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Características dos compostos iônicos 
 as substâncias iônicas são duras, mas quebradiças 
quando submetidas a impactos; 
 como a ligação iônica envolve a formação de íons de 
cargas opostas, as propriedades das substâncias 
iônicas dependem dessa atração dos cátions pelos 
ânions; 
 a separação dos compostos iônicos em seus íons 
constituintes recebe o nome de dissociação iônica; 
 para ocorrer a dissociação iônica, adiciona-se água 
geralmente (é a solvatação); 
 em solução aquosa, os compostos iônicos passam a 
conduzir a corrente elétrica. 
 
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Aplicações: 
1. Calcule a energia reticular do NaCl, utilizando um ciclo 
de Born-Haber, sabendo que a sua entalpia de formação 
é -411 kJ/mol. 
2. Calcule a energia reticular do CaCl2, utilizando um ciclo 
de Born-Haber, sabendo que a sua entalpia de formação 
é -795 kJ/mol. 
3. Calcule a energia reticular do cloreto de magnésio, 
MgCl2, recorrendo a um ciclo de Born - Haber. 
4. Calcule a energia reticular do KBr, utilizando um ciclo de 
Born -Haber, sabendo que a sua entalpia de formação é 
-392,17 kJ/mol. 
5. Calcule, recorrendo a um ciclo de Born -Haber, a 
energia reticular de CaF2. 
 
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Soluções: 
1. Calcule a energia reticular do NaCl, utilizando um ciclo 
de Born-Haber, sabendo que a sua entalpia de formação 
é -411 kJ/mol. (787,29 kJ/mol) 
2. Calcule a energia reticular do CaCl2, utilizando um ciclo 
de Born-Haber, sabendo que a sua entalpia de formação 
é -795 kJ/mol. (2195,89 kJ/mol) 
3. Calcule a energia reticular do cloreto de magnésio, 
MgCl2, recorrendo a um ciclo de Born - Haber. (2484,55 
kJ/mol) 
4. Calcule a energia reticular do KBr, utilizando um ciclo de 
Born -Haber, sabendo que a sua entalpia de formação é 
-392,17 kJ/mol. (689 kJ/mol) 
5. Calcule, recorrendo a um ciclo de Born -Haber, a 
energia reticular de CaF2. (2537,51 kJ/mol) 
 
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Aplicações: 
DHºsub (Na) = 108 kJ/mol I1 (Na) = 495,9 kJ/mol 
DHºsub (K) = 71,08 kJ/mol I1 (K) = 418,7 kJ/mol 
DHºsub (Mg) = 146,44 kJ/mol I1 (Ca) = 589,78 kJ/mol 
DHºsub (Ca) = 121 kJ/mol I2 (Ca) = 1145,33 kJ/mol 
DHºvap (Br2) = 69,6 kJ/mol I1 (Mg) = 712,54 kJ/mol 
DHºdiss (F2) = 138,91 kJ/mol I2 (Mg) = 1450,68 kJ/mol 
DHºdiss (Cl2) = 241,84 kJ/mol A (F) = -328,03 kJ/mol 
DHºdiss (Br2) = 192,5 kJ/mol A (Cl) = -348,53 kJ/mol 
DHfº (MgCl2) = - 630,11 kJ/mol A (Br) = -324 kJ/mol 
DHfº (CaF2) = -1198,55 kJ/mol 
 
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Tabela 3. ΔEret para sais do tipo MX. 
Sal 
ΔEret 
(kJ/mol) 
 Sal 
ΔEret 
(kJ/mol) 
LiF -1049 KF -826 
LiCl -862 KCl -717 
LiBr -819 KBr -689 
LiI -763 KI -647 
NaF -928 CsF -758 
NaCl -787 CsCl -668 
NaBr -752 CsBr -635 
NaI -703 CsI -602 
Fonte: B. Douglas et al., Concepts and Models of inorganic Chemistry, 3ª 
ed., 1994, pág. 231. 
Tabela 3. ΔEret para sais do tipo MX. 
 
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No caso do hidrogênio, H2; os elétrons são igualmente 
partilhados pelos dois núcleos. A situação é diferente por 
exemplo para o HCl ou HF. Os elétrons passam mais 
tempo na vizinhança de um dos átomos. 
Eletronegatividade: medida da capacidade de um átomo 
atrair para si os elétrons partilhados numa ligação. 
Ligação polar 
Eletronegatividade 
 
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Características dos compostos covalentes 
A polaridade de uma ligação é determinada através de 
uma grandeza chamada momento dipolar ou momentodipolo (  ) , que é representado por um vetor orientado 
no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais 
eletronegativo (do pólo positivo para o pólo negativo). 
 
 
 
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Quando uma molécula tem 
ligações polares ela será 
obrigatoriamente polar 
 
 
 
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É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar. 
 
 
 
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A polaridade de uma molécula depende não só da polaridade de suas 
ligações, mas também da forma geométrica da molécula. Quando 
uma molécula é totalmente simétrica, quer na sua distribuição dos 
átomos, que nos pares eletrônicos livres, ela será apolar. Pelo 
contrário, quando os “vetores-polaridade” não se anulam, a molécula 
será polar. 
Conclusão... 
 
 
 
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A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria molecular. 
 
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As formas das moléculas são definidas pelos ângulos e 
pelo e pelas distâncias entre os núcleos dos átomos que 
formam a molécula. 
Métodos experimentais, como por exemplo, raios-X, 
permitem determinar tanto esses comprimentos quanto os 
ângulos e, portanto, a geometria. 
Geometria Molecular 
 
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Triangular plana BF3 
Tetraédrica CH4 
Linear CO2 
Piramidal Trigonal NH3 
Angular H2O 
Geometria Molecular 
 
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Geometria Molecular 
 
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Geometria Molecular 
 
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Hibridização de Orbitais Atômicos 
 
 
Hibridização de Orbitais Atômicos 
 
 
Hibridização de Orbitais Atômicos 
 
 
Hibridização de Orbitais Atômicos 
 
 
Hibridização de Orbitais Atômicos 
 
N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres 
 
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Aplicação 
 
1. Faça a previsão da geometria das moléculas a seguir e estime sua polaridade 
considerando a soma vetorial dos momentos de dipolo individuais. 
a.NO2
+ 
 
b.NO3
- 
 
c.NO2
- 
 
d.H2S 
 
 
Aplicação 
 
2. (ITA) – Assinale a opcao que contem a geometria molecular correta das especies 
OF2, SF2, BF3, NF3, CF4 e XeF4, todas no estado gasoso. 
 
a) Angular, angular, piramidal, piramidal, tetraedrica e quadrada planar. 
 
b) Linear, linear, trigonal plana, piramidal, quadrada planar e quadrada planar. 
 
c) Angular, angular, trigonal plana, piramidal, te traedrica e quadrada planar. 
 
d) Linear, angular, piramidal, trigonal plana, angular e tetraédrica. 
 
e) Trigonal plana, linear, tetraedrica, piramidal, tetraédrica e quadrada planar. 
 
 
Dados: 8O, 9F, 16S, 5B, 7N, 6C, 54Xe 
 
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Ácido acético 
 
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Para que conhecer as formas das 
espécies poliatômicas 
Geometria Molecular 
Referências Bibliográficas 
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BRADY, J.E; HUMISTON, G.E. Química Geral. 2. Ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
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