Parte 04 - Ligacoes Quimicas

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Ligações Químicas
Química Geral
Prof. Fernando Dutra
Tipos de Ligações Químicas
• Ligação química: é a força atrativa que mantém
dois ou mais átomos unidos.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento
de elétrons entre dois átomos. Normalmentede elétrons entre dois átomos. Normalmente
encontrada entre elementos não-metálicos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de 
elétrons de um metal para um não-metal.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém
metais puros unidos.
Símbolos de Lewis
• Representa, através de figuras, a localização dos elétrons
em um átomo, representamos os elétrons como pontos
ao redor do símbolo do elemento.
H NH
O
N
Cl
Ne
Símbolos de Lewis
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• 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).
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto
A ligação entre o cloro e o sódioA ligação entre o cloro e o sódio
• 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
Configurações eletrônicas de
íons dos elementos representativos
• 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
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).
Íons poliatômicos
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga
global em um composto contendo ligações covalentes. 
Por exemplo, g. SO4
2−, NO3
−.
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum
deles quer perder ou ganhar um elétron para
formar um octeto.
• Quando átomos similares se ligam, eles
Ligação Covalente
compartilham pares de elétrons para que cada
um atinja o octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui
uma ligação química.
• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma
linha conectando os dois núcleos de H.
Ligação Covalente
Ligação Covalente
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
Cl + Cl Cl Cl
Ligação Covalente
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma
ligação é representado por uma única linha:
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
• É possível que mais de um par de elétrons seja
compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples
(H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla
(O2);
Ligações Múltiplas
(O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla
(N2).
H H O O N N
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão
compartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma
ligação covalente não significa compartilhamento igual
daqueles elétrons.
Polaridade de Ligação
daqueles elétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os
elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do 
que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em
ligações polares.
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
para si em certa molécula .
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 
(Cs) a 4,0 (F).
• A eletronegatividade aumenta:
Polaridade e eletronegatividade
• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao descermos em um grupo.
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
Ligações polares
F = 4,0 Li = 1,0 H= 2,1 
• O nome do elemento mais eletronegativo termina em –
eto e, em geral, vem antes no nome, seguido do prefixo
‘de’.
• O elemento menos eletronegativo recebe o nome em
seguida.
Nomenclatura
seguida.
• Os compostos iônicos recebem seus nomes de acordo
com seus íons, inclusive a carga no cátion de sua
variável.
• Os compostos moleculares recebem seus nomes com 
prefixos.
Nomenclatura
A nomenclatura de compostos é dividida em
compostos orgânicos (aqueles que contêm C) e 
compostos inorgânicos (o resto da tabela
periódica). 
Os cátions formados a partir de um metal têm o 
mesmo nome do metal. 
Exemplo: Na+ = íon de sódio.
Nomenclatura
Se o metal puder formar mais de um cátion, a carga é 
indicada entre parênteses no 
nome.
Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II).Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II).
Os cátions formados de não-metais têm a terminação
-io.
Exemplo: NH4+ íon amônio.
Nomenclatura
Os ânions monoatômicos (com apenas um átomo) são
chamados ___eto.
Exemplo: Cl− é o íon cloreto.
Outros: hidróxido (OH−), cianeto (CN−), peróxido (O22−).
• Os ânions poliatômicos (com muitos átomos) que contêm
oxigênio têm a terminação -ato ou -ito. (Aquele com mais
oxigênio é chamado -ato.)
Exemplos: NO3- é o nitrato, NO2- é o nitrito.
Nomenclatura
Ânions poli-oxigenados (oxiânion) recebem nomes
especiais
Os ânions poliatômicos que contêm oxigênio com 
hidrogênios adicionais recebem o nome adicionando-se 
hidrogeno ou bi- (um H), dihidrogeno (dois H), etc., ao
nome, como se segue:
CO3
2- é o ânion carbonato
HCO3
- é o ânion hidrogenocarbonato (ou bicarbonato).
H2PO4
- é o ânion dihidrogenofosfato.
Para o composto iônico dá-se o nome para o ânion
seguido do conectivo “de” e do nome do cátion. 
Exemplo: BaBr2 = brometo de bário.