Ligação Química

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Ligação Química
Química Geral Teórica
Professora: Haline Gerica de Oliveira Alvim
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Por quê estudar?
As propriedades das substâncias são determinadas em grande parte pelas ligações químicas que mantêm seus átomos unidos!!!
O que determina o tipo de ligação em cada substância e de forma as características dessas ligações dão origem a diferentes
Estrutura Eletrônica dos átomos envolvidos determina o tipo de LIGAÇÃO QUÍMICA
propriedades físicas e químicas?
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Exemplo: o carbono pode existir na forma de grafite e diamante.
O que diferencia ambos???
O tipo de ligação química encontrada não são as mesmas. Enquanto o grafite é mole, escuro o diamante é extremamente duro e brilhante
Grafita
Diamante
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Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA
Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química
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Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou então, compartilhem seus elétrons de sua última camada (camada de valência)
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, 8 elétrons na camada de valência.
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Proposta por Gilbert Newton Lewis
Observando que gases nobres possuem distribuições eletrônicas muito estáveis como evidenciada por suas altas energias de ionização, baixas afinidades eletrônicas e deficiência geral de reatividade química
Devido aos gases nobres (exceto He), tem 8 elétrons de valência, e muitos átomos ao sofrerem reação também terminam com 8 elétrons, Lewis propôs uma regra.
Existem muitas exceções a regra, mas esta ainda fornece uma estrutura bastante útil para introduzir muitos conceitos importantes de ligação
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Regra do Octeto
Os átomos, ao se combinarem, tendem a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo. Possuindo 8 (oito) elétrons na sua última camada passam a atingir a ser estáveis.
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Exemplo:
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Instável
Na+ 1s2 2s2 2p6 3s1
Estável
O átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. Como observado pela distribuição eletrônica.
CAMADAS ELETRÔNICAS
K
L
M
N
O
P
Z
GÁS NOBRE
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2
10
18
36
54
86
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
18
18
18
8
18
32
8
18
8
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Existem três tipos gerais de ligações químicas:
Ligação Iônica;
Ligação Covalente;
 Ligação Metálica;
Os elétrons envolvidos em ligações são os elétrons das camada de valência os localizados no nível incompleto mais externo de um átomo
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Ligação Iônica
Definição:
Ocorre através da transferência definitiva de elétrons de uma átomo para outro, dando origem a íons de cargas contrárias, que se atraem formando um aglomerado iônico ou retículo cristalino 
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ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA de íon de cargas OPOSTAS
Na ligação iônica os átomos apresentam uma grande diferença de eletronegatividade
Eletronegatividade: medida relativa da força de atração que um átomo exerce sobre os elétrons. Tendência que o átomos tem que atrair elétrons para si mesmo
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Exemplo:
Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal)
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s7
Tendência em receber UM elétron
Tendência em ceder UM elétron
Quem DOA e Quem RECEBE os elétrons???
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Estrutura Cristalina do NaCl sólido
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Exemplo 2:
Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
20Ca 1s2 2s2 2p6 3s8 4s2
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s7
Tende a perder 2 elétrons
Tende a ganhar 1 elétron
E agora???
Exemplo 3:
Ligação entre o Al e O
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Método Prático para escrever a fórmula de um composto iônico
Família
Carga dos íons
1 A
+ 1
2 A
+ 2
3 A
+3
5 A
3
6A
2
7 A
1
H
1
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Características dos compostos iônicos
São sólidos nas condições ambientes;
Ex.: Sal de cozinha (NaCl)
Possuem elevados pontos de fusão e ebulição
PF (NaCl) = 801 °C
PE (NaCl) = 1465 °C
Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido a presença de íons livres
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Ligação Covalente
Definição:
Ocorre através do compartilhamento elétrons entre os átomo envolvidos na ligação. Os pares de elétrons compartilhados são contados para os dois átomos ligantes.
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Proposta por Gilbert Newton Lewis
A grande maioria das substâncias químicas não tem as características de compostos iônicos
Inferiu que os átomos poderiam adquirir uma configuração de gás nobre (estável) pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos
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Quando os dois átomos estão próximos o suficiente um do outro ocorrem interações eletrostáticas entre eles.
 
Os dois núcleos (positivos) se repelem entre si (mutuamente), assim como os dois elétrons envolvidos na ligação.
O núcleo e os elétrons também atraem um ao outro
A densidade eletrônica concentra-se entre os núcleos
Ocorre uma ligação quando o balanço das interações é atração
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Assim, cada hidrogênio adquiri 2 elétrons.
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Ligações Múltiplas
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação covalente simples
O compartilhamento de dois pares de elétrons constitui uma ligação covalente dupla
O compartilhamento de três pares de elétrons constitui uma ligação covalente tripla
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Ligações Covalentes Apolar e Polar
Quando dois átomos idênticos se ligam (Cl2, N2, H2…) os pares de elétrons estão igualmente compartilhados (temos a ligação covalente apolar). Conduto quando se tem em uma ligação um átomo mais eletronegativo que o outro o compartilhamento deixa de ser igual (temos a ligação covalente polar)
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Polaridade
A polaridade ajuda a determinar muitas das propriedades das substâncias que observamos no nível macroscópico.
Moléculas polares alinham-se em relação a elas mesmas e em relação ao íons. 
O lado negativo de uma molécula atrai o lado positivo da outro molécula
Compartilhamento igual de elétrons
Deslocamento em direção ao núcleo mais eletronegativo
Momento de dipolo
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Estruturas de Lewis
As estruturas de Lewis podem nos ajudar a entender as ligações em muitos compostos e são bastantes usadas nas discussões de propriedades das moléculas
Como se desenha as estruturas de Lewis???
Vamos fazer em 5 passos!
Exemplo:
Desenhe a estrutura de Lewis para a molécula PCl3
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Primeiro: Contagem de elétrons
Some todos os elétrons de valência de todos os átomos da molécula
P = Família 5 A = então tem 5 elétrons de valência
Cl = Família 7 A = então tem 7 elétrons de valência
Some os elétrons
5é + 3x (7é)
 = 26 elétrons
Para distribuir entre os átomos 
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Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples
Observação: Normalmente, o átomo escolhido como central é o menos eletronegativo.
Cuidado!
Segundo: Organização
Escolher o átomo central!
	 P ou Cl ???
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Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central
Terceiro: Completar o octeto
Distribua pares de elétrons para os átomos ligantes ao átomos central.
24 elétrons distribuídos
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Coloque qualquer sobras de elétrons no átomo central
Se não existir elétrons o suficiente para completar o octeto no átomo central, tente ligações múltiplas
Quarto: Olhar para átomo central
Como na contagem de elétrons total sobraram dois elétrons. Estes dois elétrons vai diretamente ao nosso átomo central
Quinto: Ligações Múltiplas
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Exercícios
Desenhe as estruturas de Lewis das seguintes moléculas:
HCN
Íon NO+
SO42-
CO2
O3
N2O
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Carga formal
Em alguns casos, pode-se desenhar várias estruturas de Lewis diferentes que obedecem a regra do octeto
Como o que ocorreu com alguns dos itens do exercícios realizados, como a molécula de N2O
E agora, como decidir???
Qual a mais razoável???
Carga formal
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Carga formal
Corresponde a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os átomos tivessem a mesma eletronegatividadeComo calcular?
1) Todos os elétrons não compartilhados são atribuídos ao átomo no qual estão localizados;
2) Metade dos elétrons ligantes é atribuído a cada átomo na ligação
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Exemplo: 
6
4
6
6
4
6
0
0
0
6
4
6
7
4
5
-1
0
+1
CO2 = duas estruturas possíveis
Molécula neutra= Soma das cargas tem que ser igual a zero
Elétrons de valência
Elétrons de distribuídos
Carga formal
A molécula mais estável é a que possui cargas formais próximas a zero e cargas negativas em átomo mais eletronegativos.
Preferida
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Estruturas de ressonância 
Existem algumas moléculas que necessitam de mais de uma estrutura de Lewis. O arranjo verdadeiro da molécula só pode ser descrito como a mistura de estruturas de Lewis, considerado o Híbrido de Ressonância.
Mesmo arranjo do átomos mas com diferentes colocação dos elétrons
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Conceito importante para descrever as ligações em moléculas orgânicas, particularmente as aromáticas
Híbrido
C- C (simples) 1,54Å 
C = C (dupla) 1,34 Å
C- C (aromática) 1,4 Å 
Estruturas de ressonância 
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Exceções da regra do octeto
A regra do octeto é tão simples e útil em introduzi os conceitos básicos de ligação que poderíamos afirmar que ela é sempre obedecida. Mas nem sempre isso ocorre. Existem algumas exceções a esta regra, sendo os três tipos principais:
Moléculas com número ímpar de elétrons;
Moléculas deficientes em elétrons;
Moléculas que podem expandir o octeto;
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Moléculas com número ímpar de elétrons
A grande maioria das moléculas possuem um número de elétrons par e ocorre um completo emparelhamento dos elétrons, Em alguns poucos casos, como ClO2, NO e NO2, o número é impar e o completo emparelhamento desses elétrons é impossível.
 
Exemplo: NO 
Número de elétrons = 11 elétrons
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Moléculas deficientes em elétrons;
Um segundo tipo de exceções ocorre quando existe deficiência de elétrons em um átomo de certa molécula. Situação bastante rara.
Encontrada mais comumente em compostos de boro e berílio.
Apenas 6 elétrons ao redor do boro.
As cargas formais ao redor os átomos são zero.
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Moléculas que podem expandir o octeto
A terceira maior classe consiste em moléculas que podem expandir seu octeto. Isto é, ele tem a capacidade de aceitar na sua camada de valência mais de 8 elétrons
Vamos analisar a estrutura de Lewis para o PCl5 e tentar entender.
Neste caso, somos forçados a expandir o nível de valência do fósforo, 10 elétrons ao redor dele.
Os elementos do segundo período (N, C, O…) tem apenas orbitais 2s e 2p disponíveis.
Assim, eles podem acomodar no máximo oito elétrons na sua camada de valência
2s
2p
2s
2p
Estes elementos só acomodam 8 elétrons!!!
Os elementos do terceiro período para frente, entretanto, têm orbitais ns, np e nd vazios que pode ser usados na ligação.
O fósforo, frequentemente satisfazem a regra do octeto (com o PCl3), mas eles também podem exceder ao octeto, usando os orbitais d vazios para acomodar os elétrons adicionais.
3s
3p
3d
3s
3p
3d
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O tamanho tanto do átomo central quanto do ligante são fatores determinantes para a expansão do octeto
O tamanho do átomo central:
Quanto maior o átomo central, maior o número de átomos que podem rodeá-lo. Assim, a ocorrência de valência expandida aumenta com o aumento do átomo central;
O tamanho do ligante:
Quanto menor os átomos circundantes e mais eletronegativos maior a ocorrência de valência expandida.
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Características dos compostos moleculares
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;
Possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos;
Não conduzem corrente elétrica ( com algumas exceções);
Ex: ácidos na presença de solventes ionizantes.
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Ligação Metálica
Definição:
Ocorrem entre átomos metálicos. Como estes possuem baixa eletronegatividade, eles perdem seus elétrons com grande facilidade. Os elétrons livres forma uma “nuvem” eletrônica que mantém os íons sempre unidos. Assim, cátions em grande número são mantidos juntos por um grande numero de elétrons. 
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Esquema da ligação metálica