Aula Ligações e Estrutura Molecular - parte 1.pdf

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Prof. Thiago de Melo Lima
GQI 00042 – 2018/1
Curso: Engenharia Civil
Ligações Químicas e Forças
Intermoleculares– parte 1
Ligações Químicas e Forças Intermoleculares–
parte 1
Bibliografia: 
v Química Geral e Reações químicas volume 1 – Kotzà Capítulo 9
v Princípios de Química – Atkins à Capítulo 2
v Química: a ciência central – Brown à Capítulo 8
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Elétrons de valência
Os elétrons em um átomo podem ser divididos em dois grupos: 
elétrons de valência e elétrons das camadas internas.
v Elétrons de valência: são aqueles da camada mais externa de 
um átomo; eles determinam as propriedades químicas do 
átomo porque as reações químicas resultam da perda, ganho
ou rearranjo dos elétrons de valência.
v Os elétrons internos, aqueles das camadas internas, não estão
envolvidos no comportamento químico.
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Elétrons de valência
Para os elementos do grupo principal, os elétrons de valência são
os elétrons s e p da camada mais externa.
Dica: para os elementos do grupo principal, o número de elétrons
de valência é igual ao número do grupo.
Símbolos de Lewis: o símbolo do elemento representa o núcleo
atômico junto com os elétrons. Os elétrons na camada de valência
são representados em volta do átomo:
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Elétrons de valência
Para os elementos do grupo principal, os elétrons de valência são
os elétrons s e p da camada mais externa.
Dica: para os elementos do grupo principal, o número de elétrons
de valência é igual ao número do grupo.
Símbolos de Lewis: o símbolo do elemento representa o núcleo
atômico junto com os elétrons. Os elétrons na camada de valência
são representados em volta do átomo:
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Elétrons de valência
O arranjo dos elétrons de valência em torno de um átomo em
quatro grupos sugere que a camada de valência pode acomodar
um máximo oito elétronsà octeto de elétrons.
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Elétrons de valência
Ligação iônicaà transferência de elétrons
Ligação covalenteà compartilhamento de elétrons de valência entre os átomos.
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Ligação iônica
O sódio metálico reage vigorosamente com o cloro gasoso para formar
cloreto de sódio. O produto é um composto iônico: o NaCL contém íons Na+
e Cl-.
Na(s) + ½ Cl2 (g)à NaCl (s)
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Ligação iônica
Características:
v As reações são exotérmicas;
v Reações entre metais (alcalinos e alcalino-terrosos) e não metais
(halogênios e grupo 6A);
v Os metais alcalinos possuem baixas energias de ionização;
v Os não metais (halogênios e grupo 6A) possuem elevadas afinidades
eletrônicas;
v São reações produto favorecidas;
v A estrutura do composto formado é a que possui a energia potencial
mais baixa.
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Ligação iônica
Características:
v Os compostos iônicos geralmente são: duros, quebradiços, 
solúveis em solventes polares, maus condutores de eletricidade 
no estado sólido e apresentam temperaturas de fusão e 
ebulição elevadas.
Reflete a elevada estabilidade 
termodinâmica do composto iônico
formado
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Ligação iônica – Energia de rede
Energia liberada 
quando um número 
apropriado de íons 
gasosos é reunido para 
formar um mol do 
sólido iônico 
correspondente.
Exemplo: NaCl
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Ligação iônica – Energia de rede
Etapa 1
Etapa 2
Etapa 3
Etapa 4
Etapa 5
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Ligação iônica – Energia de rede
Etapa 1- transformação de Na (s) em Na (g)
A energia envolvida nesta etapa é a entalpia de sublimação do sódio
metálico sólido:
Na(s) à Na (g) ΔHsubl = +107 kJ/mol
Etapa 2- quebra da ligação Cl-Cl na molécula de Cl2 (g)
A energia envolvida nesta etapa é a entalpia de dissociação do Cl2:
Cl2(g) à 2Cl (g) ΔHdiss = +122 kJ/mol
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Ligação iônica – Energia de rede
Etapa 3- ionização Na (g) em Na+ (g)
A energia envolvida nesta etapa é a entalpia de ionização do Na(g):
Na(g) à Na+ (g) + e- ΔHEI = +496 kJ/mol
Etapa 4- ionização de Cl(g) em Cl- (g)
A energia envolvida nesta etapa é a entalpia de afinidade eletrônica do 
Cl(g):
Cl(g) + e-à Cl- (g) ΔHAE = +349 kJ/mol
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Ligação iônica – Energia de rede
Etapa 5- energia de retículo
A energia de atração entre íons de cargas
opostas depende de dois fatores:
v Valor das cargas dos íons;
v A distância entre os íons.
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Ligação iônica – Energia de rede
Porque o composto NaCl2 não existe?
A formação de Na2+ exigiria a perda de dois elétrons. Uma vez que o segundo
elétron deve ser removido da camada n=2, a formação de Na2+ requer uma
quantidade grande de energia. 
No ciclo de Born-Haber haveria a soma das duas energias de ionização (496 
kJ+4562 kJ) e a energia de formação do composto iônico NaCl2 seria
aproximadamente +3000 kJ/mol.
Extremamente desfavorável do ponto de vista termodinâmico!!
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Ligação covalente
v Ligação presente entre não-metais;
v Uma ligação covalente resulta quando um ou mais pares de elétrons são
compartilhados entre dois átomos.
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/downloads/aulas/aula%2013%20-%20ligacao%20covalente%20e%20estrutura%20de%20lewis1.pdf
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Ligação covalente
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
v Escolher o átomo central; 
v Determinar o número total de elétrons de valência; 
v Formar ligações covalentes simples entre cada par de átomos; 
v Átomo central com menos de 8 elétronsà ligações múltiplas
Exemplo: formaldeído (CH2O)
1º Passo: Determinar o átomo central: geralmente é o com afinidade eletrônica
mais baixa, que neste caso é o C. 
- Geralmente C, N, P e S são átomos centrais.
- Halogênios geralmente são átomos terminais.
- O oxigênio é central na água, mas em conjunção com carbono, 
nitrogênio, fósforo e halogênios é em geral átomo terminal.
- O hidrogênio é um átomo terminal porque ele se liga a um átomo
somente.
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
2º Passo: Determinar o número total de elétrons de valência na molécula ou
íon.
- Em uma molécula neutral esse número será a soma dos elétrons de 
valência de cada átomo.
- Para um ânion, adicione um número de elétrons igual à carga negativa; 
para um cátion, subtraia um número de elétrons igua à carga positiva.
Elétrons de valência = 12 elétrons (ou 6 pares de elétrons)
= 4 para C + (2x1 para dois átomos de H) + 6 para O
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
3º Passo: Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para 
formar uma ligação simples.
Aqui três pares de elétrons são usados para fazer três ligações simples. Falta
usar três pares de elétrons.
C O
ligações simples
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
4º Passo: Use todos os pares restantes como pares isolados em torno de cada
átomo terminal (exceto H) de modo que cada átomo esteja rodeado por oito
elétrons. 
- Se, depois disso feito, houver elétrons sobrando, atribua-os átomo
central.
- Se o átomo central for um elemento do terceiro período ou de um 
período maior, ele pode acomodar mais de oito elétrons.
C O
ligações simples
par isolado
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
5º Passo: Se o átomo central tiver menos de oito elétrons nesse ponto, mova
um ou mais pares isolados dos átomos terminais para uma posição
intermediária entre o átomo central e o terminal para formar ligações múltiplas.
C O
ligações simples
C O
ligação dupla
par isolado
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
Exercício: Desenhe as estruturas de Lewis para a amonia (NH3), o íon
hipoclorito (ClO-) e o íon nitrônio (NO2+).
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
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Ligação covalente – Representação das estruturas de Lewis
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Ligação covalente – Ressonância
O ozônio, O3, gás instável , possui duas ligações oxigênio-oxigênio têm o 
mesmo comprimento, o que sugere queelas são equivalentes. Isto é, iguais
comprimentos de ligação O-O implicam um número igual de pares de ligação
em cada ligação O-O.
Ligação dupla O=O : 121 pm
Ligação simples O-O : 132 pm
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Ligação covalente – Ressonância
Linus Pauling propôs a teoria da ressonância para explicar, onde as diferentes
estruturas de ressonância não descrevem precismente a molécula real. A 
verdadeira estrutura que representa a molécula é um híbrido de 
ressonância, ou seja um somatório das diferentes formas de ressonância.
Ligação dupla O=O : 121 pm
Ligação simples O-O : 132 pm
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Ligação covalente – Ressonância
Exemplo: íon carbonato CO32-
Ligação simples C-O : 143 pm
Ligação dupla C=O : 122 pm
Ligação C-O no carbonato : 129 pm
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Ligação covalente – Exceções à regra do octeto
Compostos que um átomo possui menos de oito elétrons de valência
O boro, um não metal do grupo 3A, tem três elétrons de valência e, assim, 
espera-se que ele forme três ligações covalentes com outros elementos não
metálicos. Isso resulta em uma camada de valência com somente seis
elétrons:
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Ligação covalente – Exceções à regra do octeto
Compostos que um átomo possui mais de oito elétrons de valência
Os elementos do terceiro período ou em períodos mais elevados
frequentemente forma compostos e íons em que o elemento central é
cercado por mais do que quatro pares de elétrons de valência.
v Os elementos to segundo período apresentam quatro orbitais de valência
(um 2s e três 2p) à resultando em oito elétrons acomodados ao redor do 
átomo.
v Para elementos do terceiro período e acima, os orbitais d na camada
exterior são incluídos entre os orbitais de valênciaà podendo acomodar
até 12 elétrons (ou mais).
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Ligação covalente – Exceções à regra do octeto
Compostos que um átomo possui mais de oito elétrons de valência
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Ligação covalente – Exceções à regra do octeto
Moléculas com um número ímpar de elétrons
São moléculas que fazem parte da classe dos radicais livres. Os radicais
livres são espécies químicas que possuem elétrons desemparelhados e 
são muito reativos.
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Ligação covalente – Distribuição de cargas
Distribuição de cargasàmaneira através da qual os elétrons são distribuídos
na molécula. Pode determinar as propriedades de uma molécula. 
Forças intermoleculares
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Ligação covalente – Distribuição de cargas
Cargas formais
A carga formal para um átomo em uma molécula ou em um íon é a carga
calculada para esse átomo com base na estrutura de Lewis da molécula ou íon, 
usando a equação abaixo.!" = $% − $'( + *+ $,
EV = elétrons de valência (número do
grupo)
EPI = elétrons em pares isolados
EL = elétrons em ligação
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Ligação covalente – Distribuição de cargas!" = $% − $'( + *+ $,
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Ligação covalente – Distribuição de cargas!" = $% − $'( + *+ $,
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Ligação covalente – Polaridade da ligação e eletronegatividade
v Uma ligação covalente pura, em que os átomos dividem igualmente um par 
de elétrons, ocorre somente quando dois átomos idênticos de ligam. 
v Quando dois átomos diferentes formam uma ligação covalente, o par de 
elétrons será compartilhado de forma desigual.
v O resultado é uma ligação covalente polar, ligação em que dois átomos
possuem cargas residuais ou parciais.
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Ligação covalente – Polaridade da ligação e eletronegatividade
v A ligação entre os dois átomos com eletronegatividades diferentes tem uma
extremidade positive e uma extremidade negativa; isto é, tem pólos
negativo e positivo e é uma ligação covalente polar.
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Ligação covalente – Polaridade da ligação e eletronegatividade
v Linus Pauling em 1930 propôs um parâmetro chamado eletronegatividade
do átomo, que permite que se decida se uma ligação é polar e se uma
ligação é mais polar que outra. 
v A eletronegatividade χ de um átomo é definida como uma medida da 
habilidade de um átomo em uma molécula de atrair elétrons para si.
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Ligação covalente – Polaridade da ligação e eletronegatividade
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Ligação covalente – Polaridade da ligação e eletronegatividade
vÉ possível prever tendências na polaridade em grupos de 
compostos relacionados usando-se valores de 
eletronegatividade. Entre os haletos de hidrogênio, por
exemplo, a tendência na polaridade é HF (Δχ=1,9)>HCl
(Δχ=0,9)>HBr (Δχ=0,7)>HI (Δχ=0,4).
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Ligação covalente – Polaridade da ligação e eletronegatividade
Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade maior é o caráter
iônico da ligação química, em casos
extremos temos o compartilhamento
desigual de elétrons e formação de 
cargasà ligação iônica.
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Correção dos modelos covalente e iônico
Ligação covalenteà A ligação covalente pura só é possível quando a 
ligação é formada entre dois átomos iguais, exemplos: H2, Cl2, etc.
• Desta forma, em moléculas com diferenças de eletronegatividade, 
a nuvem eletrônica é deslocada no sentido do átomo mais
eletronegativo. Ex.: HF Δχ=1,9.
• A correção do modelo covalente é a eletronegatividade.
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Correção dos modelos covalente e iônico
Ligação iônicaà Quando um cátion pequeno com carga elevada se 
aproxima de um ânion volumoso, a nuvem eletrônica deste último se 
distorce, um processo que chamamos de polarização.
Desta forma, a correção do 
modelo iônico é a polarização.
Poder de polarizaçãoàmaior para cargas
do cátion mais elevadas (ex. Al3+, Mg2+)
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Ligação covalente – Propriedades das ligações
Ordem de ligação
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Ligação covalente – Propriedades das ligações
v O comprimento de ligação é a distância entre os núcleos de dois átomos
ligados. 
v Uma vez que os tamanhos dos átomos variam de forma regular com a 
posição do elemento na Tabela Periódica, previsões das tendências no 
comprimento de ligação podem ser feitas.
v Por exemplo, a distância H-X nos haletos do hidrogênio aumenta na
ordem prevista pelos tamanhos relativos dos halogênios: H-F<H-Cl<H-
Br<H-I.
Comprimento de ligação
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Ligação covalente – Propriedades das ligações
v Do mesmo modo, ligações entre o carbono e outro elemento em um 
determinado período diminuem da esquerda para a direita (aumento de 
Zef), por exemplo, C-C>C-N>C-O>C-F.
Comprimento de ligação
↑Ordem de ligação ↓Comprimento de ligação
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Ligação covalente – Propriedades das ligações
v A energia de dissociação de ligação D é a variação da entalpia para 
romper uma ligação em uma molécula com os reagentes e os produtos
em fase gasosa.
Energia de ligação
↑Ordem de ligação ↓Comprimento de ligação ↑Energia de ligação
Ligação covalente – Forma das moléculas
As estruturas de Lewis ajudam-nos a entender as
composições das moléculas e respectivas ligações covalentes. 
Entretanto, elas não mostram um dos mais importantes aspectos 
das moléculas – sua forma espacial como um todo.
As moléculas têm formas espaciais e tamanhos definidos pelos 
ângulos e pelas distâncias entre os núcleos de seus átomos 
constituintes.
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o 
número e os tipos de ligações entre os átomos.
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação.
• Considere o CCl4: no modelo experimental, é observado que todos os ângulos
de ligação Cl-C-Cl são de 109,5°.
• Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana.
• Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro e o C 
no centro do mesmo.
Ligação covalente – Forma das moléculas
Um tetraedro possui
quatro vértices. Cada
face é um triângulo 
equilátero
Geometria da molécula CCl4.
cada ligação C-Cl na molécula
aponta em direção ao vértice 
de um tetraedro
Uma representação
da molécula de CCl4.
Essa representação é
chamada modelo de 
preenchimento de 
espaço.
Ligação covalente – Formadas moléculas
• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se 
repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que
minimize essa repulsão.
• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no 
Nível de Valência (VSEPR, em inglês) ou RPENV em português.
• Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.
Ligação covalente – Forma das moléculas
Modelo VSEPR
Ligação covalente – Forma das moléculas
Modelo VSEPR
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Ligação covalente – Forma das moléculas
v O modelo de repulsão dos pares de elétrons na camada de valência
(VSEPR) fornece um método confiável de se prever as formas das 
moléculas e dos íons poliatômicos.
v É baseado na ideia de que pares de elétrons isolados e de ligação na
camada de valência de um elemento repelem uns aos outros e buscam
ficar o mais longe possível uns dos outros. 
Modelo VSEPR
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Ligação covalente – Forma das moléculas
v Para átomos centrais cercados somente por pares de ligações simples
Modelo VSEPR
Linear Trigonal planar Tetraédrica Bipiramidaltrigonal
Octaédrica
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Ligação covalente – Forma das moléculas
v Para átomos centrais com pares de ligações simples e pares isolados
Modelo VSEPR
É importante notar que os pares de elétrons isolados no átomo central 
ocupam posições no espaço esmo que sua localização não seja
incluída na descrição verbal da forma da molécula ou íon.
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Ligação covalente – Forma das moléculas
v Para átomos centrais com pares de ligações simples e pares isolados
Efeito de pares isolados nos ângulos de ligação:
Ordem de repulsão:
Modelo VSEPR
Par isolado-par isolado > par isolado-par de ligação > par de ligação-par de ligação
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Ligação covalente – Forma das moléculas
Par isolado-par isolado > par isolado-par de ligação > par de ligação-par de ligação
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Ligação covalente – Forma das moléculas