Ligação química

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Capítulo III (parte 1) - Ligação Química 
 
Na química moderna, fazemos a relação entre as propriedades químicas de certa 
substância com a estrutura geométrica e eletrônica de suas moléculas. 
A ligação química sendo a interação de dois átomos (ou grupos de átomos) está 
intimamente ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica. O potencial de ionização e a 
afinidade eletrônica são duas propriedades periódicas que nos auxiliam a 
compreendermos a natureza da ligação química. 
 
 Por que ocorrem as ligações químicas? 
Para formar combinações mais estáveis do que os átomos isolados - processo 
energeticamente favorável (energia mais baixa que a energia total dos átomos 
separados). 
 Os gases nobres normalmente não reagem com outros átomos - são monoatômicos e 
possuem configuração eletrônica extremamente estável. 
 Geralmente os elétrons da camada mais externa do átomo - elétrons de valência - são 
os responsáveis pela formação da ligação química. 
 Pode-se explicar a formação da ligação em termos da estrutura eletrônica dos átomos 
e com o auxílio da tabela periódica predizer o tipo e número de ligações que um 
elemento pode formar a partir de seu grupo e período. 
 
3.1 Tipos de ligações 
 
 Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável cedendo, recebendo 
ou compartilhando elétrons. 
 Se a energia mais baixa for atingida pela transferência completa de um ou mais 
elétrons de um átomo para o outro, formam-se íons e o composto é mantido pela atração 
eletrostática de íons de cargas opostas. Esta atração é chamada de ligação iônica. 
 Se o abaixamento de energia for atingido pelo compartilhamento de elétrons, então os 
átomos unem-se através de uma ligação covalente, formando-se moléculas discretas. 
 As mudanças de energia que ocorrem quando as ligações são formadas estão 
relacionadas com as mudanças na posição dos elétrons de valência dos átomos, os 
elétrons na camada mais externa. 
 Como a estrutura eletrônica está relacionada com a localização do elemento na 
Tabela Periódica, podemos esperar também sermos capazes de predizer o tipo e número 
de ligações que um elemento pode formar a partir de seu grupo e período. 
 
Elemento eletropositivo 
 + Ligação iônica (metais e não metais) 
Elemento eletronegativo 
 
Elemento eletronegativo 
 + Ligação covalente (não metais) 
Elemento eletronegativo 
 
Elemento eletropositivo 
 + Ligação metálica (metais) 
Elemento eletropositivo 
 
2 
 
 Poucas ligações químicas são exclusivamente iônicas, covalentes ou metálicas. A 
maioria das ligações apresenta um caráter intermediário destes três tipos principais, 
exibindo algumas propriedades de cada uma delas. 
 
Eletronegatividade 
 
Um par de elétrons pode estar igualmente compartilhado por dois átomos ligados, ou 
pode estar mais atraído por um dos átomos. A força de atração é medida pela 
eletronegatividade - tendência relativa de um átomo de atrair elétrons. A união de dois 
átomos com grande diferença de eletronegatividade resulta em ligações 
predominantemente iônicas. A diferença de eletronegatividade entre os dois átomos 
ligados pode ser utilizado como uma estimativa da polaridade ou grau de caráter iônico 
da ligação. 
 maior do que 2,0 - ligação iônica 
 
 Diferença de eletronegatividade menor do que 1,5 - ligação covalente 
 
 igual a zero - ligação covalente apolar 
3.2 Ligação iônica ou eletrovalente 
 Resulta da atração eletrostática de íons com cargas opostas, formados pela 
transferências de elétrons de um átomo de baixa energia de ionização para outro átomo 
de elevada afinidade eletrônica. 
Exemplo: 
Na - energia de ionização para remover 1 e
-
 (elétron) = 496 kJ/mol 
 energia de ionização para remover o segundo e
-
 = 4.563 kJ/mol 
 
Formação dos íons e da ligação iônica 
Na  (g) Na+(g) + e- absorção de 494 kJ/mol formação do cátion 
Cl (g) + e
-
 Cl
-
 (g) liberação de 349 kJ/mol formação do ânion 
Na
+
 (g) + Cl
-
 (g) NaCl(s) liberação de 787 kJ/mol formação do conjunto iônico 
Na (g) + Cl(g) NaCl(s) liberação de 642 kJ/mol reação total 
 
Configuração eletrônica dos íons (exemplos de gases nobres e íons isoeletrônicos) 
Quais as mais prováveis fórmulas binárias dos compostos iônicos entre metais e não 
metais? 
He 1s
2
 Ne 1s
2
 2s
2
 2p
6
 Ar 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 
H
-
 N
3- 
 Na
+
 P
3-
 K
+
 
Li
+
 O
2-
 Mg
2+
 S
2-
 Ca
2+
 
Be
2+
 F
-
 Al
3+
 Cl
-
 Sc
3+ 
 
 Todos os ânions monoatômicos estáveis têm estruturas eletrônicas iguais às dos gases 
nobres 
 Alguns cátions apresentam configurações eletrônicas estáveis completando o 
subnível d acrescentado à estrutura do gás nobre. 
Cu
1+
 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 3d
10
 
 
Zn
2+
 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 3d
10
 
 camada mais externa com 18 e
-
 
Ga
3+
 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 3d
10
 
 
3 
 
Cd
2+
 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 3d
10
 4s
2
 4p
6
 4d
10
 
 
 Outros tipos de cátions acrescentam (n+1) s2 
 
Sn
2+
 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 3d
10
 4s
2
 4p
6
 4d
10 
5s
2
 
Pb
2+ 
 1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 3d
10
 4s
2
 4p
6
 4d
10
 4f
14
 5s
2
 5p
6
 5d
10
 6s
2
 
 
Fórmula de compostos iônicos 
A ligação iônica é o resultado da atração eletrostática entre íons (+) e íons (-), formando 
um composto eletricamente neutro. 
- Para predizer a configuração eletrônica, os metais adquirem um octeto de elétrons na 
camada de valência pela perda de elétrons e os não metais pelo ganho de elétrons. 
 
Exemplos de estruturas de Lewis para as ligações iônicas: 
 . . . . 
Na· + : F·  Na+ [:F:] - 
 . . . . 
Na e O 
Mg e F 
Mg e N 
Ca e Cl; K e N; Al e O 
 
Propriedades dos Compostos Iônicos 
Praticamente todos os compostos iônicos são sólidos a temperatura e pressão 
constantes (25ºC e 1 atm), porque a força de atração elétrica mantém os cátions e os 
ânions fortemente ligados uns aos outros. 
Nas substâncias eletrovalentes a ordenação de seus íons produz um reticulado 
cristalino e cada cristal pode ser considerado como uma molécula gigante. As 
substâncias iônicas originam cristais e a forma desses cristais. Os íons constituintes do 
retículo cristalino, não estão fixos na rede, mas oscilam ou vibram ao redor de suas 
posições de equilíbrio, com amplitude média que depende da temperatura. Ao se elevar 
a temperatura do cristal, através de um suprimento de energia sob forma de calor, há o 
aumento da amplitude das oscilações dos íons até que atingida dada temperatura e 
vencidas as forças que mantinham os íons ordenados dentro da rede, se produza o 
desmoronamento do edifício cristalino. Isto constitui a fusão e que para cada cristal 
deve ocorrer a uma dada temperatura, e devido a intensidade das forças eletrostáticasdevem ser elevadas. 
Por exemplo o NaCl funde a 801ºC (Na = +1 e Cl = –1), o óxido de alumínio funde 
2072ºC (Al = +3 e O = –2) o ponto de fusão está relacionado com as cargas dos íons. 
A substância iônica, no estado sólido tem baixa condutividade elétrica porque os 
íons estão presos num arranjo cristalino rígido, mas uma vez fundidos ou em solventes 
polares apresentam condutividade elétrica. 
A solubilidade dos compostos iônicos manifesta-se normalmente em solventes 
polares. 
Em geral os compostos iônicos apresentam elevada dureza e baixa tenacidade 
(quando aplicamos uma pressão sobre uma amostra de um composto iônico, os íons de 
mesmo sinal se aproximam e se repelem, fragmentando o material). 
4 
 
3.3 Ligação covalente 
 Resultam do compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos 
eletronegativos (não metais). 
 A estabilidade da ligação pode ser atribuída à atração do par de elétrons por dois 
núcleos atômicos. 
 O par de elétrons da ligação covalente ocupa o orbital de ligação. 
 Foram desenvolvidas duas teorias para explicar a diminuição de energia que ocorre 
na formação da ligação covalente: 
 Teoria da ligação de valência - explica as geometrias moleculares 
 Teoria do orbital molecular - informa os estados de energia das moléculas 
 
Teoria da ligação de valência 
 Se baseia na formação de ligações covalentes pela interpenetração dos orbitais 
atômicos. 
 
 Formação da molécula de H2 - a união de dois átomos de hidrogênio origina uma 
molécula com configuração eletrônica semelhante ao gás nobre He. 
À medida que os dois átomos se aproximam, os dois orbitais atômicos, com um elétron 
cada, se interpenetram para formar o orbital de ligação ocupado por dois elétrons com 
spins opostos. A energia do sistema diminui como resultado do surgimento de novas 
forças de atração entre o núcleo e os elétrons. A energia continua a diminuir até a 
distância internuclear igual a 7,4 x 10
-11
 m. Essa distância é chamada de comprimento 
de ligação. Distâncias menores entre os núcleos provocam um aumento de energia, 
devido a repulsão entre as cargas nucleares dos átomos. 
 
 Formação da molécula de HF e F2 - a união de dois átomos de flúor origina uma 
molécula com configuração eletrônica semelhante ao gás nobre neônio. 
 
 
 
 um único par de elétrons emparelhados é chamado de ligação simples (H-Cl) 
 dois pares de elétrons compartilhados entre dois átomos é uma ligação dupla (C=O) 
 três pares de elétrons compartilhados é uma ligação tripla (H-C≡C-H) 
 carbono, nitrogênio e flúor obedecem rigorosamente a regra do octeto, desde que haja 
elétrons disponíveis para isso. Átomos como fósforo, enxofre, cloro e outros não metais 
do período 3 e maiores podem acomodar mais do que oito elétrons em suas camadas de 
valência. 
 
5 
 
Exemplos de estruturas de Lewis e fórmulas estruturais para moléculas covalentes 
(as ligações covalentes são representadas por linhas e os pares isolados por pontos - 
não mostra a forma da molécula, somente o padrão das ligações) 
 
H e H 
F e F 
H e F 
C e Cl 
C e O 
N e H 
C2H6 
C2H4 
C2H2 
HCN 
CH3COOH 
 
Ligação covalente coordenada 
Ocorre quando os átomos ligantes contribuem desproporcionalmente para a ligação, 
onde um átomo contribui com um ou mais pares de elétrons isolados para outro átomo 
com um ou mais orbitais vazios. 
 
[NH3H]
+
 
 
[SO4]
2- 
 
H2SO4