Ligacoes ionicas e covalentes

Prévia do material em texto

16/09/2014
1
Ligações QuímicaLigações Química
Prof. Ingridy Santos Lopes
Unisuam – 2014.1
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos ou íons unidos.
• Ligação iônica: refere-se às forças eletrostáticas que existem entre
íons de cargas de sinais contrários. Resulta da transferência de
elétrons de um metal para um não-metal.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre
dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-
metálicos.
Ligações Ligações químicasquímicas
16/09/2014
2
A regra do octeto
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração
s2p6.
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8
elétrons de valência (4 pares de elétrons).
A A regra do octetoregra do octeto
He – ns2
Demais gases nobres: ns2 np6 (camada de valência)
Elemento K L M N O P
Hélio 2
Neônio 2 8
Argônio 2 8 8
Criptônio 2 8 18 8
Xenônio 2 8 18 18 8
Radônio 2 8 18 32 18 8
A A regra do octetoregra do octeto
16/09/2014
3
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ
Ligação iônicaLigação iônica
• A reação é violentamente exotérmica.
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o
constituem. Por quê?
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro
ganhou o elétron para se transformar em Cl−.
• Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl− tem a
configuração do Ar.
Ligação iônicaLigação iônica
16/09/2014
4
Na Cl
Configuração dos Átomos:
Ligação iônicaLigação iônica
Formação dos íons:
Na+ Cl-
Ligação iônicaLigação iônica
16/09/2014
5
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
Ligação iônicaLigação iônica
• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é
circundado por 6 íons Cl−.
• Similarmente, cada íon Cl− é circundado por seis íons Na+.
• Há um arranjo regular de Na+ e Cl− em 3D.
• Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível.
• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para
descrever a rede iônica.
Ligação iônicaLigação iônica
16/09/2014
6
Ligação iônicaLigação iônica
• Íons formados atraem-se
mutuamente e haverá a
formação de um sólido iônico,
com os íons em posições bem
definidas, em um arranjo
geométrico denominado retículo
cristalino.
Símbolos de Lewis
• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos
elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos
ao redor do símbolo do elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por
pontos desemparelhados.
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
Ligação Iônica Ligação Iônica -- Símbolos Símbolos de de Lewis Lewis 
16/09/2014
7
Símbolos de Lewis
Símbolos Símbolos de Lewis de Lewis 
[A]+X
Y
[B]-Y
X
∑∑∑∑ Cargas = + xy – xy = zero
Exemplos:
Ca+2 + Br-1 →→→→ CaBr2
Al+3 + S-2 →→→→ Al2S3
Fórmula do Composto IônicoFórmula do Composto Iônico
• Um composto iônico ocorrem
em uma proporção que o total
de cargas positivas é igual ao
total de cargas negativas.
16/09/2014
8
• Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se
transformarem em cátions; íons não-metálicos tendem a ganhar
elétrons para formarem ânions.
• O número de elétrons que um átomo perde está relacionado com
a sua posição na tabela periódica.
Previsão das Cargas IônicasPrevisão das Cargas Iônicas
Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
• Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos
com o número necessário de elétrons adicionados ou removidos
do orbital mais acessível.
• As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon 
estável:
• Mg: [Ne]3s2
• Mg+: [Ne]3s1 não estável
• Mg2+: [Ne] estável
• Cl: [Ne]3s23p5
• Cl−: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
Ligação Ligação iônica iônica –– Configuração Configuração 
eletrônicaeletrônica
16/09/2014
9
Família Carga dos íon
1A +1
2A +2
3A +3
5A - 3
6A - 2
7A / H - 1
PERDE ELÉTRONS
METAIS
GANHA ELÉTRONS
AMETAIS
Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
• Raramente composto iônicos de não – metais do grupo 4A (C, Si e
Ge).
• Os elementos mais pesados do grupo 4 A (Sn e Pb) são metais e
formam cátions +2 em compostos iônicos.
Ligação Ligação iônica iônica –– Configuração Configuração 
eletrônicaeletrônica
Íons de metais de transição
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem
decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do
3d).
Fe: [Ar]3d64s2
Fe +2: [Ar]3d6
Fe +3: [Ar]3d5
• Ao formar íons, os metais de transição perdem primeiro os
eletrons s do nível de valência, em seguida, tantos elétrons d
quantos necessários para atingir a carga do íon.
Ligação Ligação iônica iônica –– Configuração Configuração 
eletrônicaeletrônica
16/09/2014
10
• Substâncias iônicas possuem várias propriedades características:
• Normalmente são substâncias quebradiças;
• Altos pontos de fusão;
• Cristalinas, ou seja, sólidos com superfícies planas;
• Arranjo tridimensional rígido e bem definido.
Ligação Ligação iônica iônica -- CaracterísticasCaracterísticas
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer
perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de
elétrons para que cada um atinja o octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
H + H → H2
• Elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H.
Ligação covalenteLigação covalente
16/09/2014
11
Ligação covalenteLigação covalente
• Os átomos no H2 são mantidos juntos, principalmente porque os
dois núcleos são atraídos eletrostaticamente pela concentração de
cargas negativas entre eles.
• Forças de atração maior de as forças de repulsão.
• O par de elétrons compartilhado em qualquer ligação covalente
atua como uma espécie de “cola” para unir os átomos.
Configuração dos Átomos:
Ligação covalenteLigação covalente
16/09/2014
12
Ligação covalenteLigação covalente
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de
Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é
representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Ligação Ligação covalente covalente –– estrutura de Lewisestrutura de Lewis
16/09/2014
13
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado
entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples;
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla;
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla.
Ligação Ligação covalente covalente –– Ligações Ligações 
MúltiplasMúltiplas
Ligação Ligação covalente covalente -- FórmulasFórmulas
16/09/2014
14
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um
octeto, tente ligações múltiplas.
Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas 
de Lewisde Lewis
• A polaridade da ligação ajuda a descrever o compartilhamento de
elétrons entre os átomos.
• Ligação covalente apolar: é aquela na qual os elétrons estão
igualmente compartilhados entre dois átomos.
Ex: N2, Cl2, H2
• Ligação covalente polar: um dosátomos exerce maior atração
pelos elétrons ligantes que o outro.
Ex: HF, HCl
• Se houver uma diferença na habilidade relativa em atrair elétrons 
for grande o suficiente, a ligação torna-se iônica.
Polaridade da ligação Polaridade da ligação 
16/09/2014
15
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
para si em certa molécula. Está relacionada com a energia de
ionização e com a afinidade eletrônica.
• Um átomo com afinidade eletrônica muito negativa e alta energia
de ionização tanto atrairá elétrons de outros átomos quanto
resistirá em ter seus elétrons atraídos por outros, além do que
será altamente eletronegativo.
EletronegatividadeEletronegatividade
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 
(Cs) a 4,0 (F).
• A eletronegatividade aumenta:
• ao longo de um período da esquerda para a direita (do
elemento metálico para o não metálico); Exceções alguns
metais de transição.
• No grupo diminui com a aumento do número atômico.
EletronegatividadeEletronegatividade
16/09/2014
16
EletronegatividadeEletronegatividade
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Os elétrons 
compartilhados 
igualmente 
entre os átomos.
Compartilhamento 
de elétrons 
desigual. 
δ+ e δ-
Transferência de 
total de elétrons.
Quanto maior a diferença na eletronegatividade entre os átomos,
mais polares serão suas ligações.
16/09/2014
17
Momentos de dipolo
• Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula,
chamamos o HF de um dipolo.
• A medida quantitativa de um dipolo é o momento de dipolo, µ.
Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e 
eletronegatividade eletronegatividade 
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou
seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto,
ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
16/09/2014
18
Número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos.
• Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número
ímpar de elétrons.
N O N O
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
Deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são típicas para
compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A.
• O exemplo mais típico é o BF3.
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto
16/09/2014
19
Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de
um octeto.
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em
energia para participarem de ligações e receberem a densidade
eletrônica extra.
Exceções à regra do octetoExceções à regra do octeto