Slides - Conceitos básicos de ligação química

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Conceitos básicos 
de ligação 
química
Camada de Valência
Camada Interna
Configuração eletrônica no estado fundamental
Átomos pequenos
LEWIS DOT SYMBOLS FOR COMMON ELEMENTS
GROUP I II III IV V VI VII VIII
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Ge As Se Br Kr
 Sn Sb Te I Xe
 
: : : : :
: : : : :
: :: ::
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pontos representam Elétrons de Valência
Representação de Lewis
1. O número de elétrons que pode ser acomodado em cada camada tem um limite.
1ª Camada : 2 e- 2ª Camada : 8 e- 3ª Camada : 8 e- ou 18 e-
2. A estabilidade máxima é alcançada quando a camada de valência se encontra tal 
qual a dos Gases Nobres.
He → 1s2
Ne → 1s2 2s2 2p6 ou [He] 2s2 2p6
Ar → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou [Ne] 3s2 3p6
Kr → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ou [Ar] 4s2 3d10 4p6
Regra do Octeto: “Átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até que existam 8 
elétrons na sua Camada de Valência, assim como os Gases Nobres ”
Na → 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne] 3s1 logo Na+ → [Ne]
Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ou [Ne] 3s2 3p5 logo Cl- → [Ar]
8 e-
Camada de Valência
Pressupostos de Kossel e Lewis
H F ICl Bruma ligação
Oduas ligações
Ntrês ligações
Cquatro ligações
Valência de átomos importantes em Quim Org
Uma ligação química entre dois átomos ou
grupos de átomos ocorre quando as forças
entre eles são suficientes para levar à
formação de um agregado (uma molécula)
com estabilidade de tal tamanho que torne
conveniente ao químico considerá-la uma
“espécie molecular” independente
Linus Pauling, 1967
Ou seja, forma-se uma ligação química entre dois átomos se o
arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menor
energia que a energia total dos átomos separados
1. Transferência completa = ligação iônica
2. Compartilhamento = ligação covalente
3. Ligação metálica (não será discutida)
Por que átomos fazem ligações?
Metais alcalinos possuem somente
1 elétron na camada de valência.
Tendência de perda deste elétron e
formação de um cátion.
Halogêneos possuem 7 elétrons na
camada de valência. Tendência a
ganhar um elétron para formar um
ânion.
Na (1s22s22p63s1) -> Na+ (1s22s22p6) +1e- Cl (1s22s22p63s23p5 ) +1e- -> Cl- (1s22s22p63s23p6) 
De maneira geral, somente os elementos metálicos tem energia de ionização 
suficientemente baixa para tornar favorável a formação de cátions 
monoatômicos
1. Ligação iônica
Ligação Iônica
Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s)
Ligação iônica: Ligação química advinda da atração 
eletrostática entre cargas opostas!
É possível calcular a energia 
da rede cristalina e assim a 
estabilidade relativa de um 
cristal
Todos os cátions e
ânions interagem ao
mesmo tempo,
formando um cristal.
1. Ligação iônica
3 passos teóricos:
- Átomos de sódio perdem elétrons (elemento alcalino, famíia IA)
- Esses elétrons se ligam aos átomos de Cloro (halogênio, família VIIA)
- Cátions e ânions resultantes se aglomeram na forma de um cristal
Perda do elétron por parte do Sódio é um
processo desfavorável, compensado parcialmente
pelo ganho do elétron pelo Cloro
Após a formação das espécies iônicas carregadas,
há a compensação energética devido a atração
eletrostática entre íons de carga oposta,
tornando favorável energeticamente a formação
de cristais de NaCl
1. Ligação iônica - energética
Compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos de 
eletronegatividade semelhante
F , O , N , Cl , Br , I , S , C , P , H
Eletronegatividade é uma mensuração quantitativa da capacidade que um átomo
tem de trazer os elétrons em uma ligação mais próximos a si.
2. Ligação covalente
Várias maneiras de
calcular
eletronegatividade.
A mais simples:
média da energia de
ionização e afinidade
eletrônica.
H—H H—F H—Li
F , O , N , Cl , Br , I , S , C , P , H
Eletronegatividade
2. Ligação covalente - polaridade
Propriedades de moléculas devido tipo de ligação
Toda ligação química pode ser vista como um híbrido de uma ligação puramente
covalente e uma ligação iônica
Covalente ou iônica?
Caráter iônico percentual
Representando Estruturas Químicas com as 
Estruturas de Lewis
1. Determine a fórmula molecular de uma substância. 
(Análise Elementar ou Espectrometria de Massas)
Exemplo: CH 4 (metano) ou CH4O (metanol)
2. Calcular o número total de elétrons de valência desta fórmula molecular
Exemplo: Metano Metanol
1 x C = 1 x 4 e- = 4 e- 1 x C = 1 x 4 e- = 4 e-
4 x H = 4 x 1 e- = 4 e- 4 x H = 4 x 1 e- = 4 e-
total de e- de valência = 8 e- 1 x O = 1 x 6 e- = 6 e-
total de e- de valência = 14 e-
Estrutura de Lewis
3. Levando em consideração a valência de cada átomo, arranje os átomos 
simetricamente ao redor de um átomo central. Coloque os hidrogênios na parte 
mais externa pois sua valência é um e vá colocando do de menor valência para o de 
maior valência até chegar ao átomo central.
Exemplo: Metano Metanol
4. Conecte os átomo com traços, lembrando que cada traço representa uma ligação 
covalente, ou seja dois elétrons compartilhados.
Exemplo: Metano Metanol
5. Some o número de elétrons utilizados para formar as ligações e subtraia do número 
total de elétrons de valência. Distribua os elétrons restantes aos pares nos átomos que 
ainda não tem o octeto completo, em especial os mais eletronegativos..
Exemplo: Metano Metanol
Estrutura de Lewis
Representando Estruturas Químicas com as 
Estruturas de Lewis Quando há Ligações Múltiplas
1. Determine a fórmula molecular de uma substância. 
(Análise Elementar ou Espectrometria de Massas)
Exemplo: CH 2O (Formaldeído) ou C2H2 (Etino)
2. Calcular o número total de elétrons de valência desta fórmula molecular
Exemplo: Formaldeído Etino
1 x C = 1 x 4 e- = 4 e- 2 x C = 2 x 4 e- = 8 e-
2 x H = 2 x 1 e- = 2 e- 2 x H = 2 x 1 e- = 2 e-
1 x O = 1 x 6 e- = 6 e- total de e- de valência = 10 e-
total de e- de valência = 12 e-
Estrutura de Lewis
3. Levando em consideração a valência de cada átomo, arranje os átomos 
simetricamente ao redor de um átomo central. Coloque os hidrogênios na parte 
mais externa pois sua valência é um e vá colocando do de menor valência para o de 
maior valência até chegar ao átomo central.
Exemplo: Acetaldeído Etino
4. Conecte os átomo com traços, lembrando que cada traço representa uma ligação 
covalente, ou seja dois elétrons compartilhados. Se houver algum átomo com octeto 
incompleto, faça ligações duplas ou triplas
Exemplo: Acetaldeído Etino
5. Some o número de elétrons utilizados para formar as ligações e subtraia do número 
total de elétrons de valência. Distribua os elétrons restantes aos pares nos átomos que 
ainda não tem o octeto completo, em especial os mais eletronegativos.
Exemplo: Acetaldeído Etino
Estrutura de Lewis
Representando Estruturas Químicas com as 
Estruturas de Lewis de Espécies Carregadas
1. Determine a fórmula molecular de uma substância. (Análise 
Elementar ou Espectrometria de Massas)
Exemplo: HCO2 
– (Ânion bicarbonato) ou NO2
+ (Cátio Nitrônio)
2. Calcular o número total de elétrons de valência desta fórmula molecular esome ao número de elétrons excedentes em ânions ou subtraia o valor de 
carga positiva do cátion
Exemplo: Bicarbonato Nitrônio
1 x C = 1 x 4 e- = 4 e- 1 x N = 1 x 5 e- = 5 e-
1 x H = 1 x 1 e- = 1 e- 2 x O = 2 x 6 e- = 12 e-
2 x O = 2 x 6 e- = 12 e- total de e- de valência = 17 e-
total de e- de valência = 17 e- Carga Líquida = - 1 e-
Carga Líquida = + 1 e- Total de elétrons = 16 e-
Total de elétrons = 18 e-
Estrutura de Lewis
3. Levando em consideração a valência de cada átomo, arranje os átomos 
simetricamente ao redor de um átomo central. Coloque os hidrogênios na 
parte mais externa pois sua valência é um e vá colocando do de menor 
valência para o de maior valência até chegar ao átomo central.
Exemplo: Bicarbonato Nitrônio
4. Conecte os átomo com traços, lembrando que cada traço representa uma 
ligação covalente, ou seja dois elétrons compartilhados. Se houver algum átomo 
com octeto incompleto, faça ligações duplas ou triplas.
Exemplo: Bicarbonato Nitrônio
Estrutura de Lewis
5. Some o número de elétrons utilizados para formar as ligações e subtraia do 
número total de elétrons de valência. Distribua os elétrons restantes aos pares 
nos átomos que ainda não tem o octeto completo, em especial os mais 
eletronegativos.
Exemplo: Bicarbonato Nitrônio
6. Calcule a carga formal de cada átomo utilizando a equação:
Carga formal = no e-valência do átomo - (n
o e-não ligantes + ½ n
o e-ligação)
Exemplo: Bicarbonato
Nitrônio
CF (H) = 1 - (0+ ½ . 2) = 0
CF (C) = 4 - (0+ ½ . 8) = 0
CF (O) = 6 - (6+ ½ . 2) = -1CF (O) = 6 - (4+ ½ . 4) = 0
CF (N) = 5 - (0+ ½ . 8) = +1
CF (O) = 6 - (4+ ½ . 4) = 0CF (O) = 6 - (4+ ½ . 4) = 0
Estrutura de Lewis
Exercícios representação de Lewis em sala de aula
Faça a representação de Lewis e calcule cargas formais quando presentes:
CH3NH2
H2CO2
NO2
-
CO3
2-
NH4
+
Observação MUITO importante: a carga negativa SEMPRE deve estar 
no elemento mais eletronegativo
Identificar o elemento mais eletronegativo em cada uma dessas moléculas
Existem exceções à regra do octeto
H2CO
H2O2
Estrutura de Lewis
NH4Br
SO3, SO3
2-, K2SO3
Exceção a regra do octeto
o mesmo para F, Br ou I(+)Cl(0)Cl(-)Cl
carga formal = -1boro com 4 ligaçõesB
carga formal = +1carbono com três ligaçõesC
carga formal = 0
carbono com três ligações
C
carga formal = -1
carbono com quatro ligações
C
carga formal = +1nitrogênio com quatro ligaçõesN
carga formal = 0nitrogênio com três ligaçõesN
carga formal = -1 nitrogênio com duas ligaçõesN
carga formal = +1 oxigênio com três ligaçõesO
carga formal = 0oxigênio com duas ligaçõesO
carga formal = -1oxigênio com uma ligaçãoO
Resumo de cargas formais
Estruturas com a mesma energia que se sobrepõem
Comprimento de todas as ligações é 
igual, algo entre uma ligação simples e 
uma ligação dupla
Para o íon nitrato (NO3
-)
As estruturas são conhecidas como híbridos de ressonância
Exemplo CH3COO- (íon acetato)
Elétrons deslocalizados
Estruturas de ressonância
Teorias que descrevem a Ligação Química a 
partir do Modelo Quântico
Teoria da Ligação de Valência Teoria do Orbital Molecular
Busca entender como os 
orbitais atômicos de átomos 
dissociados se combinam para 
dar ligações químicas 
individuais quando uma 
molécula é formada.
Elétrons localizados na região 
entre os átomos ligados.
Considera os elétrons de uma 
molécula ocupando orbitais 
moleculares que são formados 
pela combinação linear de 
todos os orbitais atômicos de 
todos os átomos na estrutura.
Elétrons deslocalizados por 
toda a extensão da molécula.
TLV e TMO
Estrutura de Lewis
H : H ou H―H
Teoria de Lewis ignora as 
mudanças energéticas 
decorrentes da interação
Entendendo a Formação da molécula de Hidrogênio (H2)
Pela Teoria da Ligação de Valência
1. TLV
Ligação sigma ()
Superposição de orbitais atômicos,
Distribuição eletrônica na forma de uma salsicha 
(densidade eletrônica acumulada no meio da 
molécula.
Não há plano nodal!
H Cl N N
Ligação pela sobreposição de orbitais s-p
1. TLV
Ligação pela sobreposição de orbitais p-p
Ligação Pi ()
Continuando no N2 como modelo. Essa molécula apresenta ainda 1 elétron
desemparelhado em cada orbital em cada átomo e somente uma sobreposição
lateral pode ocorrer.
3 elétrons na camada p (px, py e pz). 1 forma 
uma ligação sigma.
Superposição lateral de nuvens
eletrônicas com maior
densidade eletrônica no plano
superior e inferior da ligação no
eixo x. É um orbital com dois
lobos (apresenta um plano
nodal).
1. TLV
Hibridização dos Orbitais Atômicos s e p no átomo de Carbono
CH4 como modelo
Elétrons de valência do carbono Somente duas ligações com H??
Diferença energética pequena,
promoção de um elétron da
camada s
Orbitais p são perpendiculares 
e o ângulo entre as ligações é 
de 109,5
Mistura de orbitais em um átomo na geração de um conjunto de orbitais híbridos
Formado por 1 s e 3 orbitais p
1. TLV - Hibridização
Metano Amônia
1. TLV – orbitais sp3
Descrição do Metano por meio da Teoria da Ligação de 
Valência e o átomo de Carbono Hibridizado
1. TLV – orbitais sp3
Descrição do Etano por meio 
da Teoria da Ligação de 
Valência e o átomo de 
Carbono Hibridizado
1. TLV – orbitais sp3
Ligação dupla do eteno pela TLV e pela hibridização de orbitais
Um orbital s hibridiza com dois orbitais p = sp2. Ainda sobra um orbital p
Carbono sp2 se liga a 3
átomo e define um
plano ele é chamado de
carbono trigonal
planar.
1. TLV – orbitais sp2
Encurta em 10 pm a ligação 
química e influencia a 
reatividade molecular
1. TLV – orbitais sp2
Ligação dupla do etino pela TLV e pela hibridização de orbitais
1. TLV – orbitais sp
UMA LIGAÇÃO SIMPLES É UMA LIGAÇÃO SIGMA
UMA LIGAÇÃO DUPLA É UMA LIGAÇÃO SIGMA E 
UMA LIGAÇÃO PI
UMA LIGAÇÃO TRIPLA É UMA LIGAÇÃO SIGMA E 
DUAS LIGAÇÕES PI
Balões amarrados em suas extremidades tendem à 
conformação mais estável.
Mesma coisa acontece com átomos
Repulsão de pares eletrônicos no nível de valência
O modelo VSEPR (RPENV)
Amplia a teoria de Lewis pois permite explicar as formas das moléculas,
introduzindo regras que permitem explicar o ângulo de ligação.
Regra 1. As regiões de altas concentrações de elétrons se repelem, e para
reduzir esta tensão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a
mesma distância do átomo central.
180°
120°
109,5°
Linear
Trigonal planar
Tetrahédrica
O modelo VSEPR (RPENV)
PCl5 SF6
90°
120°
Bipirâmide trigonal
90° todos os ângulos
Octaédrica
Regra 2. Não há distinção entre ligações simples e ligações múltiplas.
CO2 é planar. CO3
2- é trigonal planar
O modelo VSEPR (RPENV)
Regra 3. Quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são 
tratadas independentemente.
Arranjo trigonal planar para cada átomo de C
Regra 4. Pares de elétrons isolados no átomo central exercem maior efeito 
repulsivo que pares ligantes (nuvem eletrônica mais volumosa porque está 
restrita a somente um átomo).
Piramidal trigonal
Ângulo diferente
da molécula
tetrahédrica
O modelo VSEPR (RPENV)
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de 
ligação
Efeito de elétrons não-ligantes
Para determinar o arranjo: 
• Desenhe a estrutura de Lewis, 
• conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, 
• ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para 
minimizar a repulsão elétron – elétron, conte as ligações múltiplas como
um par de ligação. 
Exemplo: Amônia, NH3
Determinação do arranjo
Arranjo e geometria molecular de moléculas
Nr. Domínios 
de elétrons
ArranjoDomínios 
ligantes
Domínios 
não-ligantes
Geometria Exemplo
Arranjo e geometria molecular de moléculas
Arranjo e geometria molecular de moléculas
Defina a hibridização de cada um dos carbonos e o arranjo de cada C da seguinte 
molécula:
Dê a hibridização e os ângulos de ligação H-C-H e C-C-C do propino
Exercícios em sala
Exemplos: Determine o arranjo eletrônico e a geometria molecular: 
1. NH4
+
2. SO2
3. O3
PBr4. 5
µ = 1,85 D µ = 1,47 D
Ligações Covalentes Polares e 
Moléculas Polares
Ligações Covalentes Polares e 
Moléculas Orgânicas Polares
Geometria molecular e polaridade
Apesar das Ligações Covalentes Polares as Moléculas 
podem ser Apolares
A geometria molecular influencia no momento dipolar, 
influenciando a polaridade da molécula
Geometria molecular e polaridade
Limitações inerentes à teoria de Ligação de Valência indicam que ligações
químicas não podem ser vistas somente como a sobreposição de orbitais –
não significa que as outras teorias estão erradas.
Na teoria dos orbitais moleculares, elétrons estão deslocalizados por toda a
molécula e não somente em seus átomos originais.
Interferência construtiva entre orbitais Interferência destrutiva entre orbitais
Orbitais atômicos são como ondas centradas em núcleos de origem
Orbital ligante. Menor energia do
que quando o elétron está confinado
ao átomo
Orbital antiligante. Elétron excluído
do núcleo e com energia maior que
quando confinado ao átomo
A combinação de n orbitas atômicos (OA) leva à formação de n orbitais
moleculares (OM).
2. Teoria dos Orbitais moleculares
2. Teoria dos Orbitais moleculares
2. Diagrama de orbitais moleculares para H2
Orbital ligante
Orbital antiligante
Orbital atômico Orbital atômico
Representação da ligação entre dois átomos de hidrogênio na molécula de H2 
segundo a teoria dos orbitais moleculares
1. Elétrons são acomodados 
primeiro nos orbitais de 
energia mais baixa e 
sucessivamente nos de energia 
mais alta
2. Cada orbital pode acomodar no 
máximo dois elétrons (Pauli)
3. Elétrons ocuparão orbitais de 
mesma energia um a um 
(Hund)
Ligação sigma
2. Diagrama de orbitais moleculares para H2
Li2 como exemplo
Qual a configuração 
eletrônica do Lítio?
Como os elétrons estão
distribuídos nos orbitais
moleculares?
Mesmo número de elétrons no orbital ligante e no antiligante. Não produzem nem 
efeito atrativo nem repulsivo
2. Diagrama de orbitais moleculares para H2
Orbitais moleculares formados a partir de orbitais 1s
2. Formato dos orbitais
2. Formato dos orbitais
Moléculas diatômicas
homonucleares formadas
por átomos do segundo
período
Desenvolver no 
quadro Li2, Be2, 
C2, N2, O2 e F2
En
e
rg
ia
2. Moléculas formadas por átomos do 2° período
Ordem de ligação = ½ (nº de elétrons nos orbitais ligantes – nº de elétrons em orbitais 
antiligantes)
OL = ½ (8-2) = 3
:N N:
Conforme previsto por Lewis!
Molécula de N2 como exemplo
2. Ordem de ligação