Aula ligações químicas

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Ligações Químicas 
Mossoró, dezembro de 2017 
 Similaridades na aparência, porém são substâncias bem diferentes. 
 
 
 Sal de cozinha – cloreto de sódio (NaCl), que consiste em íons sódio (Na+) e 
íons cloreto (Cl-). A estrutura é mantida pelas atrações entre íons com cargas 
de sinais contrários, que chamamos de ligações iônicas. 
 
 
 Açúcar – não contem íons, consiste em moléculas de sacarose (C2H22O11), nas 
quais as atrações chamadas ligações covalentes mantem os átomos unidos. 
 
Introdução 
Sal de cozinha X Açúcar refinado 
 
 Comportamento das duas substâncias em relação a água: 
 
 A) Cloreto de sódio - dissolve-se em água produzindo íons em solução (eletrólito). 
 
 B) Sacarose – dissolve-se em água produzindo moléculas aquosas de (C2H22O11) 
(não-eletrólito). 
 
 As propriedades das substâncias são determinadas em grande parte pelas ligações 
químicas que mantêm seus átomos unidos; 
 
 As estruturas eletrônicas dos átomos é o que determina o tipo de ligação em cada 
substância. 
 
Introdução 
 As ligações químicas unem os átomos para formar moléculas, porém nem todos os 
átomos conseguem formar ligações; 
 
 Exemplo: dois átomos de neônio exercem atração mútua tão fraca que não chega a 
resultar em uma molécula de Ne2; 
 
 A maioria entretanto, forma ligações fortes com átomos da própria espécie e com 
outros tipos de átomos. 
 
 A propriedade de um átomo de formar ligações foi descrita como sendo sua 
valência. 
Introdução 
 Estudando o comportamento do carbono, verificou-se que o mesmo sempre 
estava associado a quatro radicais, concluindo que a valência era um número que 
representava o poder de combinação de um elemento. 
 
Exemplos: 
 
 Valência do hidrogênio = 1; 
 Segundo a H2O, valência do oxigênio = 2; 
 Segundo o NH3, valência do nitrogênio = 3 ( 5 elétrons de valência) 
 Segundo o CH4, valência do carbono = 4 (4 elétrons de valência) 
 
Valência 
Elétrons de valência 
 
Exemplos: encontre os 
elétrons de valência 
 
 Carbono 
 
 Nitrogênio 
 
 Oxigênio 
 
 Cloro 
 
 
Valência 
Elétrons de valência – número de elétrons 
que um átomo precisa perder, ganhar ou 
compartilhar para adquirir estabilidade é 
chamado de valência . 
 
 Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável de três maneiras: 
 
 
a) Perdendo elétrons; 
 
 
b) Recebendo elétrons; 
 
 
c) Compartilhando elétrons. 
 
 
 
Ligação química 
Ligação química 
Ligações 
Intramoleculares 
Ligação covalente 
Ligação iônica 
Ligação metálica 
Intermoleculares 
Dipolo-Induzido 
Dipolo-Dipolo 
Ligações de hidrogênio 
Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Esse 
compartilhamento ocorre de maneira, que ambos os átomos possam 
completar seus octetos. 
 
Ligação covalente 
Ligação covalente 
Ligação 
covalente 
Apolar 
Os elétrons são igualmente 
 compartilhados pelos núcleos. 
Polar 
Os elétrons não são igualmente 
compartilhados. Um dos átomos 
exerce maior atração sobre os 
elétrons. 
Moléculas diatômicas – exemplo: H2; N2; Cl2 – o compartilhamento 
equitativo ocorre porque os dois átomos são idênticos. 
Se a diferença em atrair os elétrons é grande o suficiente, uma ligação iônica é 
formada. 
 A ligação covalente resulta do compartilhamento de um par de elétrons entre dois 
átomos. Esse compartilhamento é uma característica particular das ligações 
encontradas na maioria das moléculas orgânicas; 
 
 Para muitos compostos inorgânicos, Lewis propôs que o compartilhamento seria 
tão desigual que os elétrons seriam transferidos de um átomo para o outro, 
levando a formação de íons; 
 
 Uma valência sem sinal era pertinente quando os elétrons eram igualmente 
compartilhados, enquanto o compartilhamento desigual estava relacionado a 
ligações entre elementos metálicos e não-metálicos, com valência positiva e 
negativa. 
 
Ligação covalente 
Propriedades dos compostos moleculares (covalente) 
 
• São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente; 
 
• Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos); 
 
• São maus condutores de eletricidade; 
 
• A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos. 
 
 
Ligação covalente 
• 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: 
 
 
Estruturas de Lewis 
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
 Na ligação covalente, um par de elétrons é compartilhado entre dois átomos. 
 
Exemplo: 
Estruturas de Lewis 
Estruturas de Lewis 
Ligações múltiplas – ocorre quando mais de um par de elétrons é 
compartilhado entre dois átomos. 
• 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. 
Ligações múltiplas 
H H O O N N
A característica principal das ligações iônicas é a grande diferença de 
energia entre os átomos. A atração eletrostática entre os íons de cargas 
opostas estabiliza a ligação iônica. 
Ligações iônicas 
Ligação iônica 
 
 Resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal; 
 
 Cada átomo fica com uma carga positiva e negativa e passa a ser um íon; 
 
 A atração entre íons positivos e negativos resulta numa ligação iônica; 
 
 A ligação iônica também promove ao átomo a completar seu octeto. 
 
Ligações iônicas 
 
 São formadas quando elementos eletropositivos reagem com elementos 
eletronegativos. 
 
 
 A ligação iônica é encontrada na maioria dos sais e nos óxidos e sulfetos 
metálicos mais comuns. 
 
 
 Os sólidos iônicos são mantidos pela força de atração eletrostática entre íons 
positivos e negativos. 
Ligações iônicas 
Ligações iônicas 
Reação entre o sódio e o cloro: 
 
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl (s) 
• O NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. 
 
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o 
elétron para se transformar em Cl-. 
 
• Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar. 
Ou seja, tanto o Na+ como o Cl- têm um 
octeto de elétrons circundando o íon central. 
 
 
Ligações iônicas 
Reação entre o sódio e o cloro 
 Propriedades dos compostos iônicos 
 
 São sólidos nas condições ambiente; 
 
 Apresentam altos pontos de fusão e ebulição; 
 
 São condutores de eletricidade quando no estado liquido (fundidos) ou quando 
dissolvidos em água; 
 
 A maioria dos compostos são solúveis em água. 
 
Ligações iônicas 
• Eletronegatividade: habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa 
molécula . 
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). 
 
Polaridade da ligação e eletronegatividade 
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade 
de ligação: 
 
• Diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações 
covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); 
 
• Diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultamem ligações 
covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); 
 
• Diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas 
(transferência de elétrons). 
 
Polaridade de ligação e eletronegatividade 
• As extremidades ou polo em uma ligação polar é representada por: 
• Polo positivo: + 
• Polo negativo: -. 
 
Polaridade de ligação e eletronegatividade 
 Para medir a separação de carga nas ligações em moléculas polares, podemos 
colocá-las em um campo elétrico. 
 
 O lado negativo de cada molécula será atraído pela placa positiva e o lado 
positivo será atraído pela placa negativa. 
 
 As moléculas como um todo são neutras, não apresentam carga resultante. 
 
 Assim as moléculas polares tentam se orientar no campo e essa mudança na 
orientação produz uma variação de energia em que determinam o momento 
elétrico dipolar das moléculas. 
Polaridade de ligação e eletronegatividade 
Forças intermoleculares 
Gás Liquido Sólido 
Aumento das forças intermoleculares 
Líquidos e sólidos possuem forças intermoleculares que impendem a sua expansão. 
Sem as forças intermoleculares, todas as substâncias seriam gases. 
 Forças intermoleculares – são o resultado das atrações eletrostáticas entre as 
moléculas que compõe uma substância. 
 
Podem ser: 
 
a)Dipolo-Dipolo 
 
b) Dipolo induzido 
 
C) Ligação de hidrogênio 
Forças intermoleculares 
As forcas intermoleculares são mais fracas do que as forcas intramoleculares 
(ligações químicas), porém fortes o suficiente para determinar certas propriedades 
das substancias, tais como: 
 
 Mudança de estado físico (fusão, ebulição, sublimação); 
 
 Tensão superficial, 
 
 viscosidade; 
 
 Outras 
Forças intermoleculares 
Propriedades dos líquidos 
 
Ponto de fusão e ebulição 
 
 Quanto mais forte as forças de atração, maior é a temperatura na qual o líquido 
entra em ebulição. 
 
 
 O ponto de fusão aumenta à medida que as forças intermoleculares ficam mais 
fortes. 
Forças intermoleculares 
 
 A interação dipolo-dipolo - ocorre entre moléculas polares, com diferentes 
eletronegatividades; 
 
 
 Essas moléculas apresentam momento de dipolo elétrico (μ), que forma um 
dipolo Permanente. 
 
 
 Quando próximas umas das outras, as moléculas se atraem mutuamente através 
das cargas parciais de sinais contrários localizadas em cada molécula. 
 
Interação dipolo-dipolo 
Interação dipolo-dipolo 
a) Diferenças entre a ligação 
 covalente e a atração intermolecular 
b) Representação dos dipolos 
permanentes na molécula de HCl 
 
 A interação do tipo forcas de London é característica das moléculas apolares, ou 
seja, essas moléculas não apresentam momento de dipolo elétrico (μ). 
 
 
 Em determinado momento, a distribuição dos elétrons de uma molécula apolar 
pode ser espacialmente assimétrica, gerando o dipolo instantâneo. Há uma 
deformação na nuvem eletrônica. 
 
 
Interação dipolo induzido (forças de London) 
Exemplo: Cl2 (molécula apolar) 
 
 
Interação dipolo induzido (forças de London) 
 Cl2 Cl - Cl 
 
O dipolo induzido possibilita que moléculas vizinhas sofram atração eletrostática 
mutua, através dos polos de cargas opostas. Essa interação entre os dipolos induzidos 
tem curta duração, desfazendo-se num ponto e formando-se em outro ponto, 
constantemente. 
 São ligações com um dipolo permanente intenso. 
 
Exemplo: H2O 
 
 
 Presente exclusivamente nas moléculas contendo as ligações: 
 
 Flúor-Hidrogênio (F-H); 
 
 Oxigênio –Hidrogênio (O-H); 
 
 Nitrogênio –Hidrogênio (N-H) 
 
Ligações de hidrogênio 
 H2 – dipolo induzido (ligações fracas) – ponto de ebulição: -252,9 °C; 
 
 
 
 HCl- dipolo-dipolo (ligações fortes)– ponto de ebulição: - 85 o °C; 
 
 
 
 H2O – ligações de hidrogênio - (ligações muito fortes): ponto de ebulição: 
100 °C. 
 
Forças intermoleculares