Estrutura Atômica e Ligações Químicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Estrutura Atômica 
e Ligações 
Químicas 
Química 
Eletronegatividade: 
É a propriedade que o átomo apresenta de atrair elétrons. 
Esta propriedade depende de dois importantes fatores: o número de elétrons na 
última camada e o tamanho do átomo. 
Segundo Fator: Quanto menor o tamanho do átomo, maior é a atração do núcleo 
sobre os elétrons periféricos. Desta forma, é muito maior a atração pelos elétrons que 
estão nas suas proximidades. Portanto, quanto menor o tamanho do átomo, maior a 
sua ELETRONEGATIVIDADE. 
Primeiro Fator: Quanto mais próximo o átomo estiver de atingir a estabilidade, ou 
seja, apresentar oito elétrons na última camada, maior a sua atração por elétrons. 
Portanto, maior a sua ELETRONEGATIVIDADE. 
Química 
ORDEM CRESCENTE DE ELETRONEGATIVIDADE 
Química 
Ligação Química = Uma ligação química forma-se entre dois átomos, quando o 
arranjo resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons apresenta uma energia 
mais baixa do que a energia total dos átomos separados. 
OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE. 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Química 
Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm 
 
Ligação Química: É a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. 
 
 
Existem três tipos de ligação químicas: 
 
• Ligação Iônica 
• Ligação Metálica 
• Ligação Covalente 
 
 
 
 
 
Metálica 
Elétrons deslocalizados 
Iônica 
Atração Eletrostática 
Covalente 
Compartilhamento de 
elétrons 
*Brown, T L.; H. E.; Bursten, B. E; Burdge, J. R. Química, a ciência central, 9ª edição. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005 
6 
Química 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Tipos de Ligações Químicas: Existem três modelos que descrevem as ligações 
químicas; 
Química 
2. Ligações Covalentes; 1. Ligações Iônicas; 
3. Ligações Metálicas; 
Química 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
No modelo de ligação química denominada ligações iônicas, as forças eletrostáticas 
atraem as partículas com cargas elétricas opostas. 
Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron. 
Na (g) Na
+
(g) + 1e
- 
Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron. 
Cl (g) + 1e
- Cl-(g)
 
Na + (g) + Cl 
-
 (g) NaCl(s) 
Formação de um sólido a partir de seus íons. 
Química 
O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo da tabela periódica, (Grupo 1), e 
ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta um elétron na 
camada de valência. A sua Energia de Ionização é de 496 kJ.mol-1. 
Na (g) Na
+
(g) + 1e
- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1 
O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo grupo da tabela periódica, (Grupo 
17), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta sete elétrons 
na camada de valência. A sua Afinidade Eletrônica é de 348 kJ.mol-1. 
Cl (g) + 1e
- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol
-1 
Na+ (g) + Cl
- (g) Na
+
 [Cl]
- (g) Energia Liberada = 450 kJ.mol
-1 
Resumo: Na (g) + Cl (g) Na
+
 [Cl]
- Energia Liberada = 302 kJ.mol-1 
O íon gasoso Na+Cl- é energeticamente mais estável 
do que os átomos de Na e Cl gasoso. 
Química 
Etapa A: Na (s) Na(g) Energia Absorvida = 108 kJ.mol
-1 
Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no estado sólido temos 
que: 
Etapa D: Cl (g) + 1e
- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol
-1 
Etapa E: Na+ (g) + Cl
- (g) NaCl (s) Energia Liberada = 787 kJ.mol
-1 
Resumo: Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) Energia Liberada = 410 kJ.mol
-1 
Etapa B: Na (g) Na
+
(g) + e
- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1 
Etapa C: ½ Cl2 (g) Cl(g) Energia Absorvida = 121 kJ.mol
-1 
Química 
Ligação Iônica 
Química 
Li (g) Li
+
(g) + 1e
- Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol-1 
Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que: 
F (g) + 1e
- F-(g) Energia Liberada = 79,5 kJ.mol
-1 
Li (g) + F (g) Li
+
(g) + F
- (g) Energia Absorvida = 44,8 kJ.mol
-1 
Quando paramos de fornecer a energia ocorre a atração formando um sólido. 
Química 
G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de empregado na 
distribuição de elétrons ao redor dos átomos e moléculas. 
Distribuição dos elétrons de valência ao redor dos átomos. 
Valência: É a capacidade de 
combinação dos átomos. Geralmente 
os elétrons da camada mais externa 
são os responsáveis pela formação da 
ligação ou pela combinação com 
outros átomos. 
Química 
Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Camada de Valência 
Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Camada de Valência 
Representação de Lewis: 
Na * Cl ● 
● 
● 
● 
● ● 
● 
Na+ [:Cl:]- . . 
. . 
Química 
Langmuir: Provou experimentalmente que os gases nobres são elementos que 
possuem pequena reatividade química. São elementos que apresentam uma baixa 
afinidade eletrônica e uma elevada energia de ionização. São átomos considerados 
estáveis e que apresentam a sua camada de valência completa com oito elétrons. 
Regra do Octeto: Os átomos buscam a estabilidade com oito elétrons na camada 
de valência. 
Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 
Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 
Na+ [:Cl:]- . . 
. . 
Química 
A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas 
e estequiometria. 
Geralmente as ligações iônicas ocorrem pela ligação de um METAL (formam o 
octeto pela perda de um elétron) e os NÃO-METAIS (formam o octeto pela ganho de 
um elétron). 
Metais: Geralmente os que estão localizados a esquerda da tabela periódica 
apresentam baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica, desta forma 
espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência perder os elétrons, 
formando CÁTIONS. 
Não-Metais: Geralmente os que estão localizados a direita da tabela periódica 
apresentam alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica, desta forma 
espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência a ganhar os elétrons, 
formando ÁNIONS. 
Química 
Os metais formam cátions: 
- Monovalentes: Na+ perdem 1 e-; 
- Bivalentes: Ca2+ perdem 2 e-; 
- Trivalentes: Al3+ perdem 3 e-; 
- Tetravalentes: Pb4+ perdem 4 e-; 
- Pentavalentes: Bi5+ perdem 5 e-; 
Os nâo-metais formam ânions: 
- Com cinco elétrons: N recebem 3 e-; 
- Com seis elétrons: O recebem 2 e-; 
- Com sete elétrons: F recebe 1 e-; 
Química 
Exercícios: 
1. Escrever a configuração eletrônica dos Íons: 
a) In (Z = 49); 
- In3+: 
b) Cu (Z = 29) 
- Cu+: 
- Cu2+: 
c) Cr (Z = 24) 
- Cr2+: 
- Cr3+: 
d) P (Z = 15) 
- P-3: 
Exceção: Nos átomos de Cr e Cu a subcamada (4s) contem apenas 1 elétron. Isto 
ocorre porque as energias 3d e 4s são muito próximas, de maneira que um dos 
elétron 4s passa para a subcamada 3d, devido a maior energia de 
emparelhamento. 
Química 
Exercícios: 
1. Escrever a configuração eletrônica dos Íons: 
a) Fe (Z = 26); 
- Fe2+: 
- Fe3+: 
b) O (Z = 8) 
- O2-: 
 
Química 
2. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Cloreto de Cálcio (CaCl2): 
Ca (Z = 20); 
Cl (Z = 17): 
Química 
3. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Óxido de Alumínio (Al2O3): 
Al (Z = 13); 
O (Z = 8): 
Química 
4. O sulfato de alumínio é formado por íons Al3+ e íons SO4
2-. Qual é a sua fórmula 
empírica? 
Química 
LIGAÇÕES COVALENTESNo modelo de ligação química denominada ligações covalentes dois átomos têm a 
mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados 
entre os dois átomos. 
O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre 
não metais, ou entre um não metal e um semi-metal, ou seja 
átomos que necessitam receber elétrons. 
Química 
Molécula de O2 
Molécula de H2 
Molécula de Hidrogênio H2 
H (Z = 1) – 1s1 
Segundo a Regra de Hund 
H (Z = 1) – 1s1 
1 
1 
1 
1 
Molécula de Hidrogênio O2 
O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4 
Segundo a Regra de Hund 
1 1 1 
1 
1 
1 
1 
1 
O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4 1 1 1 
1 
1 
1 
1 
1 
1s2 2s2 2p4 
Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas: 
Química 
Molécula de HCl 
Molécula de N2 
Molécula de HF 
Química 
Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas: 
Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH4 
H (Z = 1) – 1s1 
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2 
- O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o 
elemento com a mais baixa energia de ionização. 
C 
H 
H H 
H 
* * 
* 
* 
+ + 
+ 
+ 
_
 
_
 
_ _ 
1 elétron de valência 
4 elétron de valência 
Química 
Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH3 
H (Z = 1) – 1s1 
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3 
- O átomo de N é o átomo central. 
1 elétron de valência 
5 elétron de valência 
N 
H 
H H * * 
* 
+ + 
+ 
_
 
_ _ * * 
Química 
Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH4
+ 
H (Z = 1) – 1s1 
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3 
- O átomo de N é o átomo central. 
1 elétron de valência 
5 elétron de valência 
N 
H 
H H * * 
* 
+ + 
+ 
_
 
_ _ * * 
N 
H 
H H * * 
* 
+ + 
+ 
_
 
_ _ * * 
H + 
N 
H 
H H * * 
* 
+ + 
+ 
_
 
_ _ * * 
H + 
Química 
Ligação Covalente Coordenativa ou Dativa: Este tipo de ligação ocorre quando 
um par de elétrons não ligante é doado por um átomo, formando uma ligação 
covalente dativa. 
Todas as ligações N – H do íon amônio são idênticas em todas as suas 
propriedades mensuráveis. 
Química 
Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C2H6 
H (Z = 1) – 1s1 
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2 
- O átomo de C é o átomo central. 
1 elétron de valência 
4 elétron de valência 
C 
H 
H 
H 
* * 
* 
* 
+ 
+ 
+ 
_
 
_
 
_ _ C 
H 
H 
H 
* * 
* 
* 
+ 
+ 
+ 
_
 
_
 
_ 
Química 
Ex1: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas de Acido Acético CH3COOH: 
C – 2 x 4 = 8 
H – 4 x 1 = 4 
O – 2 x 6 = 12 
Total = 24 elétrons 
A molécula tem 12 pares de elétrons de valência 
Química 
Ex2: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas da Uréia (NH2)2CO: 
C – 1 x 4 = 4 
H – 4 x 1 = 4 
O – 1 x 6 = 6 
N – 2 x 5 = 10 
Total = 24 elétrons 
A molécula tem 12 pares de elétrons de valência 
Química 
Limitações da Regra do Octeto: A regra do octeto nos diz que oito elétrons 
preenche uma camada para que o átomo possa atingir a configuração eletrônica de 
um gás nobre ns2 np6. Entretanto existem as seguintes situações: 
1. Moléculas com número impares de elétrons: ClO2, NO, NO2; 
2. Moléculas nas quais os átomos apresentam menos de um octeto, ou seja 
moléculas deficientes de elétrons: BF3; 
3. E quando o átomo central de uma molécula tem os orbitais (d) semi-preenchido, 
ele pode acomodar mais elétrons, 10, 12 ou até mais elétrons, nesta situação ocorre 
a expansão da camada de valência. 
Determinar a estrutura de Lewis para as moléculas: 
a) PCl3 b) PCl5 
a) PCl3. 
Cl (Z = 17) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. 7 elétrons na camada de valência. 
P (Z = 15) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. 5 elétrons na camada de valência. 
Química 
P - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p3 
Cl - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p5 
1 1 
Cl - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p5 
1 1 
Cl - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p5 
1 1 
. . 
a) PCl3. 
Química 
5 x Cl - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p5 
1 1 
P - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p3 3d 
P - 1 1 1 1 1 
3s2 3p3 3d 
b) PCl5. 
HIBRIDIZAÇÃO 
dsp3 
Química 
Ressonância – É uma mistura de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas 
com diferentes arranjos de elétrons. 
Íon Nitrato NO3
-
 
A estrutura apresenta uma distância de ligação igual para todas as ligações, 
simples e dupla (124 pm). A ligação dupla, N = O, (120 pm) é mais curta do que 
a ligação simples N – O (140 pm). 
N O 
O 
O . . 
. . . . 
. . . . 
. . 
. . 
. . 
N O 
O 
O . . 
. . 
. . 
. . . . 
. . 
. . 
. . 
N O 
O 
O . . 
. . 
. . 
. . . . 
. . 
. . 
. . 
Química 
Molécula de Benzeno C6H6 
Química 
 . . . . . . 
 O O O 
 :O: :O : :O: :O: :O: :O : 
 
Molécula de Ozônio O3 
Química 
1. Carga Formal: Fornece a indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons 
por um átomo no processo da formação da ligação covalente. As estruturas com o 
menor valor de cargas formais são as mais prováveis de terem as menores energias. 
Balanço de Carga 
Dois métodos são empregados para determinar o balanço de carga, a Carga Formal 
e o Método de Oxidação. 
S 
O 
O 
O O . . 
. . 
. . 
. . 
. . 
. . .
 .
 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
-2 -1 
-1 
-1 
-1 
+2 
S 
O 
O 
O O . . 
. . 
. . 
. . 
. . 
. 
. 
. 
. 
. 
. . 
. 
. . -2 
0 0 
-1 
-1 
0 
(a) (c) 
S 
O 
O 
O O . . 
. . 
. . 
. . 
. . 
. 
. 
. 
. 
. 
. . 
. 
. . -2 
0 +1 
-1 
-1 
-1 
(b) 
. 
. 
Química 
A soma aritmética de todas as cargas formais dos átomos que compõe uma 
molécula ou um íon é igual ao total cargas do molécula ou íon. 
- Para atribuir a Carga Formal de um átomo é necessário decidir quantos elétrons 
um átomo possui; 
* Primeiro Passo: Quantos elétrons tem na camada de valência. 
*Segundo Passo: Quantos pares de elétrons estão compartilhados 
* Terceiro Passo: Quantos elétrons estão isolados 
CF= V - [(1/2 EL) + ENL) 
Onde: 
•V: número de elétrons da última camada (camada de valência)* 
•EL: número de elétrons em pares compartilhados pelo átomo na estrutura 
•ENL: quantidade de elétrons nos pares isolados 
 
Química 
Considerando o exemplo do HClO4: 
Átomo Elétrons de Valência 
do Átomo Isolado (V) 
Elétrons 
Compartilhados (EL) 
Elétrons Isolados 
(ENL) 
Carga Formal 
H 1 1 0 0 
O (2 
ligações) 
6 4 4 0 
O (1 
ligações) 
6 2 6 -1 (cada) 
Cl 7 8 
 
0 +3 
Carga Formal da Molécula (CF): 0 – 0 – 1 – 1 – 1 + 3 = 0 
CF= V - [(1/2 EL) + ENL) 
Onde: 
•V: número de elétrons da última camada (camada de 
valência)* 
•EL: número de elétrons em pares compartilhados 
pelo átomo na estrutura 
•ENL: quantidade de elétrons nos pares isolados 
 
Ex: PO4
3- 
P 
O 
O 
O O . . 
. . 
. . 
. . 
. . 
. . .
 .
 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
. 
-3 -1 
-1 
-1 
-1 
+1 
(a) 
P 
O 
O 
O O . . 
. . 
. . 
. . 
. . .
 .
 
. 
. 
. 
. 
. 
. . 
. 
. . -3 
0 0 
-1 
-1 
-1 
(b) 
Química 
Química 
Ex: NH4
+ 
N 
H 
H 
H H 
+ 
Ex: NH3 N 
H 
H H 
Ex: NO3
- 
N 
O 
O O 
_ 
Química 
2. Número de Oxidação: Existem dois métodos para se determinar o número de 
oxidação. 
- Método 1- Os elétrons de valência são contados da mesma forma que quandose 
atribui a carga formal, exceto que ambos os elétrons de ligação são atribuídos ao 
átomos MAIS ELETRONEGATIVO. Se os dois átomos ligados são o idênticos, o par 
compartilhado é dividido entre dois, como nas cargas formais. 
Considerando o exemplo do HClO4: 
Átomo Elétrons de Valência 
do Átomo Isolado 
Elétrons de Valência 
do Átomo Ligado 
Número de 
Oxidação 
H 1 0 +1 
O (2 ligações) 6 8 -2 
O (1 ligações) 6 8 -2 (cada) 
Cl 7 0 +7 
Número de Oxidação : +1 – 2 – 2 – 2 – 2 +7 = 0 
Química 
Química 
- Método 2- Um conjunto de regras foram estabelecidas para determinar o número 
de oxidação para o segundo método. 
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO: 
1- Flúor nos seus compostos apresenta sempre número de oxidação -1; 
2- Oxigênio nos seus compostos possui número de oxidação -2; 
Exceções: 
a. Peróxido e Superóxidos: Estes compostos contém ligações O – O. O número de 
oxidação peróxido é -1 e nos superóxido é ½; 
b. Fluoreto de Oxigênio: A regra 1 sempre tem preferência. Em OF2 e O2F2 os 
números de oxidação de cada oxigênio são +2 e +1, respectivamente; 
3- Hidrogênio: na maioria dos compostos o número de oxidação é +1; 
Exceções: Nos hidretos metálicos o valor é -1; 
 
Química 
4- Compostos de elemento do grupo periódico I (metais alcalinos) e II (metais 
alcalinos terrosos): Este elementos tem seus números de oxidação +1 e +2, 
respectivamente; 
Elementos do Grupo III A, quando combinados, geralmente possuem número 
de oxidação +3; 
5- Na fórmula da substância ou espécie (íon, átomo, molécula), a soma dos 
números de oxidação de todos os elementos é igual à carga elétrica que 
aparece com a formula; 
a. Um átomo de qualquer elemento no estado livre (não combinado) tem 
número de oxidação igual a zero (0); 
b. Qualquer íon simples (monoatômico) tem número de oxidação igual a sua 
carga. 
c. A soma dos números de oxidação de todos os átomos da fórmula (empírica 
ou moleculares) para um composto inteiro é igual a zero (0); 
Química 
d. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que aparecem na 
fórmula para um íon poliatômico ou complexo é igual à carga elétrica do íon. 
Substância Número de oxidação Regra Comentários 
S8 S = 0 5a Cada S = 0 
Cu Cu = 0 5a 
HCl H = +1 e Cl = -1 3 e 5c Por Subtração 
CH4 H = +1 e C = -4 3 e 5c Cada H é +1 
NaH (hidreto) Na = +1 e H = -1 4, 3, 5c 
BaO Ba = +2 e O = -2 4, 3, 5c 
BaO2 (peróxido) Ba = +2 e O = -1 4, 2a, 5c Cada O é -1 
KNO3 K= +1, O = -2 e N = +5 4, 2, 5c 
HSO3
- H= +1, O = -2 e S = +4 3, 2, 5d Por Subtração 
Cr2O7
2- O = -2 e Cr = +6 2, 5d Por Subtração 
Fe3O4 O = -2 e Fe = 8/3 2, 5c Por Subtração 
C6H12O6 H = +1, O = -2 e C = 0 3, 2, 5c Por subtração 
Química 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
- Ligações Iônicas; 
- Ligações Covalentes: 
 a- Ligações Covalentes Polares; 
 b- Ligações Covalentes Apolares. 
a) Polaridade das Moléculas Diatômicas: 
Química 
Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito de 
eletronegatividade. 
* Com base na definição de eletronegatividade foi possível 
desenvolver uma regra para determinar se uma ligação 
química apresenta um caráter iônico ou covalente. 
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em 
uma ligação química, for superior a 1,7, a Ligação Química apresenta um 
Caráter Iônico; 
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em 
uma ligação química, for inferior a 1,7, a Ligação Química apresenta um 
Caráter Covalente Polar; 
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, , entre os átomos em 
uma ligação química, for igual a 0 (zero), a Ligação Química apresenta um 
Caráter Covalente Apolar; 
Química 
Ligação Iônica – Átomos diferentes ligados. Diferença de 
eletronegatividade superior a 1,7. 
Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0) 
Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1. 
Ligação Covalente Polar – Átomos diferentes ligados. 
Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7. 
Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0) 
Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9. 
Ligação Covalente Apolar – Átomos iguais ligados. 
Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero). 
Eletronegatividade (Cl = 3,0) 
Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero). 
Química 
b) Polaridade das Moléculas Poliatômicas: 
A polaridade das moléculas poliatômicas dependem da Geometria da Molécula e 
do Número de elétrons Isolados na Molécula. 
cis-dicloro-eteno 
Molécula Polar μ ≠ 0 
trans-dicloro-eteno 
Molécula Apolar μ = 0 
 μ - Momento de Polarizabilidade