Apostila LIGAÇÕES QUÍMICAS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
Disciplina: Química I (QUI0064) 
Profa. Dra. Débora Santos Silva Bezerra 
 
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Os átomos se ligam porque, quando ligados, estão em um estado mais estável do que 
quando “separados”. 
 
A regra do OCTETO 
Os átomos ganham, perdem ou compartilham elétrons de modo a ficarem com o 
mesmo número de elétrons de um gás nobre. *ATENÇÃO: Existem muitas exceções à 
regra do octeto! 
 
Símbolos de Lewis 
Cada elétron de valência é representado como um ponto em torno do símbolo do 
elemento. 
 
1) Ligação Iônica: deve-se as forças eletrostáticas que existem entre os íons de 
cargas opostas. 
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl (s) ∆H
o
f = -410,9 Kj 
 
Como se formam as ligações iônicas? 
O NaCl é um composto iônico: metal de baixa energia de ionização e um não-metal 
com alta afinidade por elétrons. 
Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions que se mantêm juntos em um 
arranjo regular. 
 
 
 
Fórmulas iônicas 
O número de cargas positivas é igual ao número de cargas negativas (composto 
eletricamente neutro). 
Na+ + Cl- → NaCl 3 Mg2+ + 2 N3- → Mg3N2 
2 Al3+ + 3 O2- → Al2O3 Fe
2+ + O2- → FeO 
2 Al3+ + 3 SO4
2- → Al2(SO4)3 NH4
+ + PO4
3- → (NH4)3PO4 
 
Por que o NaCl é mais estável do que os elementos que os constitui? 
11Na – 1s
2 2s2 2p6 3s1 → Na+ 17Cl – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 → Cl- 
 
Por que a formação de NaCl(s) é exotérmica? 
Na(g) → Na+(g) + 1e- EI = 495 kJ mol-1 
Cl(g) + 1e- → Cl-(g) ∆Hg.e. = - 348,8 kJ mol
-1 
A formação do cristal compensa energeticamente as etapas que absorvem energia. 
Energia de rede: energia necessária para separar completamente um mol de um 
composto sólido iônico em íons gasosos. 
 
Propriedades dos compostos iônicos 
 Pontos de fusão e ebulição: Para que ocorra a fusão do retículo precisamos de 
uma considerável energia, por isso os compostos iônicos possuem elevado 
ponto de fusão e ebulição. 
 Solubilidade: Quando a água tem um conjunto de interações com os íons maior 
do que a atração dos íons entre si, o sal será solúvel em água. 
 Condutividade: Quando fundidos ou em solução aquosa conduzem. 
 Duros e quebradiços: Quando batemos em um sólido iônico, íons de mesma 
carga entram em contato e se repelem. 
 
2) Ligação Covalente: 
G. N. Lewis: um átomo poderia adquirir configuração de gás nobre (estável) pelo 
compartilhamento de elétrons com outros átomos. 
 
 
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos 
(ligações múltiplas). 
1 par de elétrons compartilhado = ligação simples. Exemplo: H2, HCl 
2 pares de elétrons compartilhados = ligação dupla. Exemplo: O2 
3 pares de elétrons compartilhados = ligação tripla. Exemplo: N2 
 
- Ligações sigma (): ocorrem pela interpenetração de orbitais atômicos no eixo da 
ligação. 
- Ligações pi (): os orbitais estão perpendiculares ao eixo internuclear e a 
sobreposição ocorre lado a lado. 
 
Polaridade da ligação e Eletronegatividade 
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais 
próximos a um átomo que a outro. 
 
Serve para estimar o caráter covalente polar, apolar ou iônico da ligação. 
Ligação covalente apolar: ocorre entre átomos iguais. Ex.: Cl2, F2 
Ligação covalente polar: ocorre entre átomos diferentes. Ex.: HF 
 
- Nenhuma ligação é 100% iônica ou 100% covalente. Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade, maior o caráter iônico da ligação. 
 
Propriedades dos compostos moleculares 
 Pontos de fusão e ebulição, geralmente, inferiores ao das substâncias iônicas. 
 Quando puras não conduzem corrente elétrica. 
 Algumas substâncias conduzem corrente elétrica quando em solução. 
 
Desenhando as estruturas de Lewis 
1º) Some os elétrons de valência de todos os átomos. 
2º) Escreva os símbolos dos átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre 
si e una-os com uma ligação simples. 
3º) Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. 
4º) Coloque os elétrons que sobraram no átomo central. 
5º) Se não existe elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente 
ligações múltiplas. 
 
Exemplo: Desenhe a estrutura de Lewis para o metano, CH4, H2O, CH2O, CO2, NO2
+, 
H3PO3, e N2O. 
 
Carga formal: é a carga que teria o átomo numa molécula se todos os átomos da 
mesma tivessem igual eletronegatividade (100% covalentes). 
A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência do átomo 
isolado menos o número de elétrons atribuído ao átomo na fórmula de Lewis. 
 
 
A estrutura mais estável tem: 
 A carga formal mais baixa em cada átomo 
 A carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos 
Exemplo: CO2 e Íon tiocinato NCS
-. 
 
Estruturas de ressonância 
Algumas moléculas e íons não são representadas adequadamente por uma única 
estrutura de Lewis. 
 
Exemplos: SO2, O3 e NO3
-. 
 
Exceções à regra do octeto 
 moléculas com número ímpar de elétrons. Exemplo: NO e NO2 
 moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas 
deficientes em elétrons. Exemplo: BF3 
 moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas 
com expansão de octeto. Exemplo: PCl5 
 
3) Ligação metálica 
Estrutura formada por íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma 
“nuvem eletrônica” que circula livremente entre os íons positivos. 
 
 
Propriedades dos metais 
 Brilho metálico: Fótons de luz são absorvidos com mais facilidade por elétrons 
livres que conseguem facilmente saltar para um nível de energia mais elevado. 
A cor do metal é definida pelo comprimento de onda da luz reemitida. 
 Condutividade elétrica: Quando se aplica uma corrente elétrica sobre o metal, 
elétrons entram por um lado provocando repulsão e gerando movimento no mar 
de elétrons. 
 Condutividade térmica: Quando se aquece o metal, elétrons rapidamente 
começam a vibrar. 
 Maleabilidade: Metais têm a capacidade de se deformar em resposta a uma 
força aplicada. O mar de elétrons protegem os cátions uns dos outros 
prevenindo a repulsão. 
 Ductibilidade: Os metais podem ser moldados em cilindros porque os cátions 
podem se alinhar protegidos uns dos outros. 
 Sólidos e Líquidos: são sólidos nas condições ambientais (T = 25⁰C, P = 1 atm). 
 Ligas metálicas: dois ou mais metais dentro da estrutura cristalina. 
 Pontos de fusão e ebulição elevados: exceto o gálio (funde a aproximadamente 
30⁰C).