ligaçoes qiuimicas Quimicas

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Ligação Química
Química Geral e Inorgânica
Ligação Química
Prof. Dr. Paulo R. R. Mesquita
O QUE SÃO AS LIGAÇÕES QUÍMICAS?
É a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
Existem três tipos de ligações químicas:
A ligação covalente 
A ligação metálica 
A ligação iônica 
Representação esquemática dos estados de 
energia preenchidos para um átomo de sódio
Ligações Iônicas
Ligação iônica é um tipo de ligação química na qual ocorre a
transferência de elétrons de umas espécie química para outra.
De uma forma geral, os átomos envolvidos ficam com 2 ou 8
elétrons na última camada.
Exemplos de Ligações Iônicas
1)Li + F
2) Li + O
3) Mg + S3) Mg + S
4) Mg + Cl
Ligações Covalentes
Ligação covalente é um tipo de ligação química na qual ocorre
o compartilhamento de elétrons entre as espécies químicas
envolvidas.
O Que Se Espera de Uma Teoria de 
Ligação?
• Aproxima-se os átomos, vindos do infinito.
– Os elétrons são atraídos por ambos os núcleos.
– Os elétrons se repelem
– Os núcleos se repelem– Os núcleos se repelem
• Constrói-se um gráfico de energia potencial 
versus distância.
– Energias nega�vas → forças de atração
– Energias posi�vas → forças de repulsão
Diagrama de Energia Potencial
Introdução ao Método da Ligação 
de Valência
• Orbitais atômicos descrevem as ligações 
covalentescovalentes
• A área de interpenetração (overlap) dos 
orbitais está em fase.
• É um modelo localizado de ligação.
Ligações emH2S
Átomos isolados Ligações covalentes
Os orbitais de ligação estão em cinza
Exemplo 1
Usando o método da ligação de valência para descrever uma estrutura molecular.
Descreva a molécula de fosfina, PH3, pelo método da ligação de valência
Identifique os elétrons de valência:Identifique os elétrons de valência:
Hibridização de Orbitais Atômicos
Estado Fundamental
Estado Excitado
O número de orbitais hibridizados é igual ao de orbitais atômicos
Hibridização sp3
Hibridização sp3
Ligações no Metano
Hibridização sp3 no Nitrogênio
Ligações no Nitrogênio
Como se representa a ligação covalente?
Por cada par de elétrons compartilhados desenha-se 
um traço entre os átomos envolvidos(fórmula de 
estrutura)
Ou, representa-se os elétrons de valência por pontos 
ou cruzes (representação de Lewis) ou cruzes (representação de Lewis) 
Quantos pares de elétrons poderão 
dois átomos compartilhar?
Entre dois átomos poderá haver até três pares 
de elétrons partilhados.
Se houver:
Um par de elétrons partilhado, diz-se que é Um par de elétrons partilhado, diz-se que é 
uma ligação covalente simples
Dois pares de elétrons partilhados, diz-se 
que é uma ligação covalente dupla
Três pares de elétrons partilhados diz-se 
que é uma ligação covalente tripla
Exemplos de Ligações Covalentes
1) Cl + Cl
2) H + S
3) H + O
4) H + N + O → HNO2
4) O + O
O que são ligações covalentes polares e apolares?
Nas ligações covalentes os elétrons poderão ser partilhados de
forma igual ou de forma diferente, dependendo da capacidade
de atrair os elétrons de cada átomo
Ligação covalente apolar – os átomos atraem os elétrons da
mesma forma e a nuvem eletrônica é simétrica (ex: H2, O2, F2)
Ligação covalente polar – um dos átomos da ligação atrai os
elétrons mais intensamente do que o outro átomo o que provoca
uma nuvem electrônica assimétrica , com um pólo positivo (+) e
um pólo negativo (-).
(ex: HF, CO, H2O)
-
 POLOS: presença de cargas em determinada região
 LIGAÇÔES IÔNICAS:
Polaridade das Ligações
 LIGAÇÔES IÔNICAS:
 Toda ligação Iônica é POLAR!!!
Na+ Cl-  cargas (pólos) reais TRANSFERÊNCIA DE 
ELÉTRONS
LIGAÇÔES COVALENTES
• Compartilhamento de pares de elétrons
• A polaridade estará relacionada com a • A polaridade estará relacionada com a 
diferença de eletronegatividade e a 
consequente deformação da nuvem 
eletrônica.
• Para moléculas diatômicas em que não há 
diferença de eletronegatividade: 
MOLECULA APOLARMOLECULA APOLAR
• Para moléculas diatômicas em que há 
diferença de eletronegatividade:
MOLECULA POLAR
• Pode –se determinar a polaridade de uma 
molécula através do vetor momento dipolar 
resultante
Determinação da polaridade em 
moléculas maiores
• As moléculas formadas por ligações covalentes 
podem apresentar de dois a milhares de átomos.
• Os átomos se alinham formando formas 
geométricas em relação aos núcleos dos átomos.
Geometria Molecular
geométricas em relação aos núcleos dos átomos.
• TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS 
DA CAMADA DE VALÊNCIA.
• Os pares eletrônicos ao redor de um átomo 
central – participantes ou não de ligações 
covalentes – devem estar dispostos de modo a 
garantir a menor repulsão possível.
O2
• Moléculas diatômicas (apenas 2 átomos) 
SEMPRE apresentarão 
geometria linear!!!!geometria linear!!!!
Para moléculas Maiores
2. Molécula com três átomos pode ser:
a. Linear se não sobrar elétrons no elemento 
central após estabilizar.
Ex: HCN (H- C≡N) ; CO2 (O = C = O ); BeH2 (H – Be – H) , etc.
BeH2
CO2
2. Molécula com três átomos pode ser:
b. Angular se sobrar elétrons no elemento 
central após estabilizar. 
Ex: H2O; O3; SO2
(molécula da H2O) (molécula de SF2)(molécula da H2O) (molécula de SF2)
3. Molécula com quatro átomos pode ser:
a.Trigonal Plana se não sobrar elétrons no 
elemento central após estabilizar ;
Ex: H2CO3; SO3; BH3 ; 
molécula de BI3
b. Trigonal Piramidal se sobrar elétrons no 
elemento central após estabilizar.
• Ex: NH3; PCl3
4. Molécula com cinco átomos será:
Tetraédrica se não sobrar elétrons no elemento 
central após estabilizar.
Ex: CH4 ; CH3Cl
4. Molécula com cinco átomos será:
“tetraédrica”
Tetracloreto de carbono CCl4
Tetrabrometo de silício SiBr4
APOLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
POLAR
Ligações Metálicas
Núcleo dos íons
Ligação metálica é um tipo de ligação química na qual ocorre a formação
de íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma “nuvem
eletrônica” que circula livremente entre os íons positivos .
Mar de elétrons de valência