Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas AULA 2 PARTE 2

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LIGAÇÃO IÔNICA 
 
Transferência de elétrons 
 
 
(facilidade em perder elétrons) 
(facilidade em ganhar elétrons) 
LIGAÇÃO IÔNICA 
 O Sódio tem apenas um elétron na 
última camada. Este elétron é 
fracamente ligado porque os outros 10 
elétrons blindam a atração do núcleo. 
 O Cloro tem 7 elétrons na última 
camada. Se adquirir mais um elétron 
forma uma configuração mais estável. 
 O Sódio perde um elétron e se ioniza, 
ficando com carga positiva (cátion). 
 O Cloro ganha o elétron e também se 
ioniza, ficando negativo (ânion). 
 Os íons se ligam devido à atração 
Coulombiana entre cargas opostas. 
 Note a diferença entre o raio atômico 
e o raio iônico. 
Transferência de elétrons 
Ligação Iônica 
 
 A ligação iônica é não direcional 
 A força de ligação é igual em todas as direções. 
 Para formar um material 3D é necessário que cada íon 
de um tipo esteja cercado de íons do outro tipo 
Ligação entre metáis e não metais 
Compostos Iônicos 
 Nas condições ambientais são sólidos São duros e frágeis 
 Possuem altos pontos de fusão e ebulição 
 São condutores de corrente elétrica quando fundidos ou 
 em solução aquosa 
 Na forma sólida não conduzem corrente elétrica 
 
 formam reticulados cristalinos 
Ligação Covalente 
Preferencialmente entre os Ametais 
Pode ocorrer entre um Ametal e o Hidrogênio 
Casos particulares - Berílio com o Cloro, Berílio com Iodo 
 
Compartilhamento de elétrons – Leva a formação de moléculas 
 
Ligação Covalente 
LIGAÇÃO Covalente 
A ligação covalente é direcional e forma ângulos bem definidos 
Tem uma grande faixa de energias de ligação => pontos de 
fusão 
 Energias da ordem de centenas de kJ/mol 
 Ex: Carbono na estrutura do diamante = 3550°C 
 Ex: Bismuto = 270°C 
Compostos Covalentes 
Geometria Molecular 
 Influencia nas propriedades físicas e químicas das 
substancias. 
 Existe um método que permite prever a geometria das 
moléculas. A ideia é considerar os átomos na camada de 
valência imaginando que eles vão se repelir mutualmente 
uma vez que se tratam de cargas negativas. 
Geometria Molecular 
Vamos estudar a maior capacidade de afastamento 
desses elétrons caráter direcional 
Geometria Molecular 
Caráter Iônico da Ligação 
Covalente 
a) Dois átomos idênticos dividem igualmente um par de elétrons (Ligação 
Apolar) 
b) O Cl é mais eletronegativo (tem a capacidade de atrair para perto de si o 
par de elétrons). Portanto o átomo de cloro fica carregado parcialmente 
com cargas negativas e o H com cargas positivas que faz uma 
semelhança com o caso da ligação iônica. A ideia do delta é representar 
a formação de uma carga parcial. Ligação polar. 
c) Ligação iônica 
Caráter Iônico da Ligação Covalente 
Cálculo da diferença de eletronegatividade 
Cl2 a diferença de eletronegatividade é zero, o percentual de caráter iônico é zero 
HCl apresenta uma diferença de eletronegatividade, então possui um caréter iônico mesmo 
Que seja pequeno. 
NaCl apresenta uma alta diferença de eletronegatividade (alto caráter iônico) 
Escala de Eletronegatividade 
de Pauling 
Determinada com auxílio da mecânica quântica 
Caráter Iônico da Ligação 
Covalente 
 Compartilhamento de Elétrons – Metais com Metais 
Nos metais, existe uma grande quantidade de elétrons quase 
livres, os elétrons de condução, que não estão presos a 
nenhum átomo em particular. 
Ligações Metálicas 
 Estes elétrons são 
compartilhados pelos átomos, 
formando uma nuvem 
eletrônica, responsável pela alta 
condutividade elétrica e térmica 
destes materiais. 
 A ligação metálica é não direcional, semelhante à ligação 
iônica. 
 Na ligação metálica há compartilhamento de elétrons, 
semelhante à ligação covalente. 
 
Ligações Metálicas 
Quando aplica-se uma voltagem elétrica a um metal, os elétrons no 
mar de elétrons podem se mover facilmente e transportar uma 
corrente. 
Compostos Metálicos 
 Formam retículos Cristalinos Metálicos 
 São sólidos em temperatura ambiente (exceção do Mercúrio) 
 São condutores de eletricidade e de calor na própria fase sólida 
 São dúcteis, maleáveis, possuem brilho 
Quando se estabelece uma ligação química 
Formam-se novos orbitais a partir dos orbitais atômicos 
Orbital Ligante 
Orbital Antiligante 
Teoria dos Orbitais Moleculares 
 
Modelo de Bandas 
Nível de Fermi 
Nos metais os elétrons podem se movimentar pelas bandas de valência e de 
condução. Isso ocorre em todo o retículo do metal e explica o fenômeno de 
condutividade elétrica. 
Semicondutores 
Comparação entre 
Condutores e Isolantes 
Lacunas de Energia e 
Semicondutores Intrínsecos 
Semicondutores Intrínsecos 
Semicondutores Extrínsecos 
Diagrama de van Arkel-Ketelaar 
Ligações Secundárias 
 
 É possível obter ligação sem troca ou 
compartilhamento de elétrons nas denominada ligações 
secundárias ou de Van der Waals. 
 A ligação é gerada por pequenas assimetrias na 
distribuição de cargas do átomos, que criam dipolos. 
 Um dipolo é um par de cargas opostas que mantém 
uma distância entre si. 
Ilustração Esquemática da 
Ligação de Van der Waals 
Uma ligação de van der Waals aparece porque, num instante qualquer, há um 
pouco mais de elétrons de um lado do núcleo do que do outro lado; os 
centros das cargas positivas e negativas não coincidem nesse momento e 
produz-se daí um dipolo. 
Representação esquemática da ligação 
de Van der Waals para o ácido 
fluorídrico 
Moléculas Polares 
A seta aponta para o elemento mais eletronegativo. 
O menos tem um mais em cima 
Momentos Dipolares 
Fica claro a importância da geometria das moléculas, sem 
saber a geometria não dá para saber se são polares ou 
apolares 
Interação entre Íons e 
Moléculas Polares 
Interação entre partículas carregadas e uma molécula que é polar 
O que é a parte em vermelho é atraído pelo cátion 
O oposto ocorre com o ânion 
Esse processo vai progressivamente deslocando as partículas iônicas que estão nesse 
Sólido, pois vão interagindo com a água e ficando circundadas por moléculas de água 
Processo chamado solvatação que é importante para descrever a dissolução de sais na 
água 
Interação entre Moléculas Polares 
(dipolos permanentes) 
Vai haver uma competicão entre as forças atrativas e repulsivas e as atrativas vencem 
Quando se fala em moléculas polares quanto maior o tamanho dos átomos 
envolvios maior será a superfície parcialmente carregada 
Interação entre Moléculas 
Apolares (dipolos induzidos) 
Acontece uma distorção parcial nas nuvens eletrônicas deixando 
regiões mais negativas e regiões mais positivas 
A força de atração depende do tamanho da molécula, por isso as que possuem 
Mais carbono apresentam maior ponto de ebulição 
As ligações são fracas de qualquer modo 
Interação entre Moléculas 
Apolares (dipolos induzidos) 
É um processo de indução, uma molécula induz a sua vizinha 
Comparação das propriedades 
em função das Ligações Químicas 
Sólidos Iônicos 
Ciclo de Born-Haber - Exemplo 
para formar NaCl (s) 
Ajuda a prever a energia reticular de sólidos iônicos 
Composto que quero formar 
Sólidos Moleculares 
Forças dispersivas são forças menos intensas que surgem 
ocasionalmente na superfície das moléculas induzindo a 
formação de dipolos temporários nas vizinhas. 
Sólidos Covalentes 
Exemplo de mesmo elemento 
organizado diferente!! 
 
- Diamante se organiza em forma 
tetraédrica. 
- Carbono se organiza em anéis 
hexagonais são ligados por 
forças dispersivas. 
 As ligações químicas tem forte influência sobre 
diversas propriedades dos materiais 
 Os elétrons de valência(do último nível) são os 
que participam das ligações químicas. 
 Os átomos buscam a configuração mais estável 
dos gases nobres (com 2 ou 8 eletrons) 
 Dependendo da energia envolvida na ligação 
elas podem ser divididas em 
 Fortes (metálicas, covalentes, iônicas) 
 Fracas (Wan Der Walls) 
 
Resumo - Ligações Químicas 
* Iônica * Covalente * Metálica 
Ligações Atômicas