Ligações Químicas

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Ligações Químicas
Compostos são grupos de átomos ligados entre si por poderosas forças de atração
Regra do octeto
1916, Gilbert N. Lewis
Mostrou que a falta de reatividade química dos gases nobres (grupo 8A) indica um alto grau de estabilidade em suas configurações eletrônicas. Ex.: Helio (1s2), Neônio (2s2 2p6), Argônio (2s2 2p6)
Tendência de os átomos reagirem de modo a formar uma camada externa com oito elétrons de valência é particularmente comum entre elementos dos grupos 1A-7A. 
Um átomo com quase 8 elétrons de valência tende a ganhar os elétrons necessários para chegar a oito elétrons em sua camada de valência e atingir uma configuração como aquela do gás nobre mais próximo do seu número atômico. 
ÍONS
Ao ganhar elétrons, o átomo torna-se um íon com carga negativa denominado ânion.
Um átomo com apenas um ou dois elétrons de valência tende a perder o nº de elétrons necessário para uma configuração eletrônica como a do gás nobre mais próximo em Z. Ao perder, torna-se um íon de carga positiva, denominado cátion. 
Nº de prótons e nêutrons no núcleo permanece inalterado, muda somente o nº de elétrons na camada de valência do átomo. 
A regra do octeto dá uma boa direção para entender por que os elementos dos grupos 1A-7A formam seus íons, entretanto...
Íons dos elementos dos períodos 1A e 2A com cargas maiores que +2 são instáveis. Ex.: B 3 elétrons de valência, C 4 elétrons de valência
A regra do octeto não se aplica aos elementos do grupo 1B – 7B (transição), cuja maioria forma íons com 2 ou mais cargas diferentes. 
ÍONS DE METAIS DE TRANSIÇÃO
Metais de transição
Têm mais de três elétrons além do cerne de gás nobre.
Ag: [Kr] 4d10 5s1
 Os metais Cu, Ag, Au geralmente são encontrados como íons 1+.
 Os metais de transição quase sempre não formam íons com configurações de gás nobre.
Regra do octeto:
• Uma grande variedade de moléculas compartilha elétrons até um total de 8e na camada de valência.
• Lewis se baseou no fato dos gases nobres não formarem ligações químicas, eles são encontrados sozinhos na natureza. Logo átomos estáveis são átomos com 8e na camada de valência ou distribuição eletrônica semelhante a um gás nobre ns2 np6 (camada fechada).
• Regra do octeto é aplicada, preferencialmente, aos elementos representativos, ate o 3° período. No entanto, já dentro destes, existem os que fazem exceções: a hiper-valência ou expansão da regra do octeto. 
• Obs: H e Li, seguem a regra do octeto, porque ficam estáveis com 2e (dubleto) na CV (1s2), seguem o átomo de He.
Diferenças entre as propriedades de átomos e seus íons
Ligações Químicas
De acordo com o modelo de Lewis de ligações químicas, os átomos se ligam de tal modo que cada um adquire uma configuração eletrônica na camada de valência igual a dos gás nobre mais próximo em Z. 
Há 2 maneiras de os átomos adquirirem camadas CV completas: 
Perder ou ganhar elétrons. A ligação iônica resulta da força de atração eletrostática entre um cátion e um ânion. 
Compartilhar elétrons com um ou mais átomos. A ligação covalente resulta da força de atração entre átomos que compartilham um ou mais pares de elétrons
PRINCIPAIS TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO IÔNICA: Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários.
LIGAÇÃO COVALENTE: Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos.
Como saber se dois átomos num composto estão ligados por ligações iônicas ou covalentes:
Uma das maneiras é considerar as posições relativas dos dois átomos na tabela periódica: 
Ligações iônicas geralmente se formam entre um metal e um não-metal. Ex.: NaCl
Ligações covalentes geralmente se formam quando dois não metais, ou um metalóide e um não-metal se combinam. Ex.: H20 
Outra maneira é comparar a eletronegatividade dos átomos envolvidos. 
Eletronegatividade
Medida da atração de um átomo pelos elétrons que ele compartilha em uma ligação química com outro átomo. 
Linus Pauling, em 1930 elaborou uma escala, onde é atribuída ao F (elemento mais eletronegativo) a eletronegatividade 4,0. e a todos os outros átomos, são atribuídos valores relativos ao F.
Varia da esquerda para direita e de baixo para cima:
Carga positiva crescente do núcleo: atração mais forte para elétrons da CV. 
Distância cada vez menos entre os elétrons de valência e o núcleo: atração mais forte 
Energia de Ionização
Quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo. A eletronegatividade mede a força utilizada por um átomo para reter os elétrons que compartilha com outro. 
Ligação Iônica 
Formada pela transferência de um ou mais elétrons da CV de um átomo de menor eletronegatividade para a CV de um átomo de maior eletronegatividade. 
O composto formado pela atração eletrostática entre os íons é denominado composto iônico. Não são moléculas, mas apresentam proporção definida de um íon para outro, demonstrada em suas fórmulas. Ex.: NaCl. 
Ligação Iônica
Previsão de fórmulas de compostos iônicos:
Íons são carregados, mas a matéria que nos deparamos no dia-a-dia é eletricamente neutra. Se houver íons, o nº total de cargas negativas e positivas será igual.
NaCl
Metal de baixa energia de ionização.
Não-metal com alta afinidade por elétrons.
 Ocorre a transferência de um elétron do átomo de Na para um átomo de Cl.
Cada íon tem um octeto de elétrons.
CARACTERÍSTICAS DAS SUBSTÂNCIAS IÔNICAS
 Substâncias quebradiças com altos pontos de fusão.
 Em geral, são substâncias cristalinas, significando que os sólidos têm superfícies planas que fazem ângulos característicos entre si.
 Cristais iônicos quebram-se de maneira regular em superfícies planas.
Ligação Covalente
É formada quando pares de elétrons são compartilhados entre átomos cuja diferença de eletronegatividade é menor que 1,9. 
O par de elétrons é compartilhado entre os dois átomos e preenche a CV de cada átomo envolvido na ligação. Ex.: H2 (ligação simples) cada átomo de H tem dois elétrons em sua CV e uma config. Eletrônica como o He (gás nobre mais próximo em Z.)
LIGAÇÃO COVALENTE
Maior parte das substâncias químicas.
Tendem a ser gases, líquidos ou sólidos com baixos pontos de fusão.
H2
 Atrações entre os núcleos e os elétrons fazem com que a densidade eletrônica concentra-se entre os núcleos.
 Os dois núcleos são atraídos eletrostaticamente pela concentração de cargas negativas entre eles (“cola”).
Estrutura de Lewis
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
LIGAÇÃO SIMPLES: Compartilhamento de um par de elétrons.
LIGAÇÃO DUPLA: Compartilhamento de dois pares de elétrons.
LIGAÇÃO TRIPLA: Compartilhamento de três pares de elétrons.
 A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
1,47 Å
1,24 Å
1,10 Å
Ligação Covalente – Cl - Cl
Ligações Covalentes Polares e Apolares
Embora todas as ligações covalentes envolvam o compartilhamento de elétrons, elas diferem no grau desse compartilhamento. 
Essa classificação depende da diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados:
Apolar: elétrons igualmente compartilhados
Polar: compartilhados de modo desigual (gera um dipolo = dois pólos)
Mapa de densidade eletrônica: modelo molecular onde a cor azul indica a presença de uma carga parcialmente positiva e a cor vermelha, uma carga parcialmente negativa
Diferençadeeletronegatividade
Tipo de ligação
Mais provavelmente formado entre
< de 0,5
Covalente Apolar
Dois não-metaisou um não metal e um metalóide
De 0,5 a 1,9
Covalente Polar
Dois não-metaisou um não metal e um metalóide
> de1,9
Iônica
Metal e não-metal
Representação esquemática de uma molécula polar
Dipolos elétricos ocorrem quando os centros das cargas positivas não coincidem com o centro das cargas negativas em uma molécula
ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO
Composto
F2
HF
LiF
Diferença de eletronegatividade
4,0 – 4,0 = 0
4,0 -2,1 = 1,9
4,0-1,0 = 3,0
Tipo de ligação
Covalente apolar
Covalente polar
Iônica
Desenhar a estrutura de Lewis
dos compostos covalentes
Determine o nº de valência de elétrons da molécula
Determine a conectividade dos átomos (que átomos estão ligados entre si) e conecte os átomos ligados por ligações simples:
Os H são sempre átomos terminais na estrutura (periféricos), nunca se encontram ligados entre dois outros átomos 
O átomo central é o que se encontra em menor número na fórmula molecular ou normalmente o átomo menos eletronegativo (freqüentemente C,N,P,S)
Arranje os elétrons restantes de modo que cada átomo tenha uma camada externa completa. 
Estrutura de Lewis:
• Esquema que mostra as ligações e pares de e- isolados numa molécula (três etapas):
a) Somar todos os e- de valência dos átomos envolvidos (fazer distribuição eletrônica);
b) Escreva os símbolos dos elementos ligados entre si. Átomo do centro sempre o de maior raio;
c) Distribua os elétrons em pares formando ligações simples e em seguida formando ligações múltiplas;
Ligações covalentes
• Ligação covalente: átomos vizinhos diferentes compartilhando elétrons. O compartilhamento se da por ligações simples, duplas e triplas.
• Ligações simples: duas espécies químicas compartilhando um par de elétrons; 
• Ligações duplas: duas espécies químicas compartilhando dois pares de elétrons;
• Ligações triplas: duas espécies químicas compartilhando três pares de elétrons;
• Par isolado: par de elétrons de valência (na CV) não compartilhado em um átomo (não foram utilizados na ligação química).
SÍMBOLOS DE LEWIS
ELÉTRONS DE VALÊNCIA
Elétrons envolvidos em ligações químicas.
Consiste do símbolo químico do elemento mais um ponto para cada elétron de valência.
S
[Ne] 3s2 3p4
 Seis elétrons de valência.
 O número de elétrons de valência de qualquer elemento é o mesmo do número do grupo do elemento da tabela periódica.
Exceções à regra do octeto
Átomos de elementos do segundo período utilizam um orbital 2s e 3 orbitais 2p para ligação. Estes 4 orbitais podem conter 8 elétrons de valência (daí a regra do octeto)
Átomos de elementos do terceiro período têm um orbital 3s; 3 orbitais 3p e cinco orbitais 3d, podendo acomodar mais de 8 elétrons na camada de valência, sendo assim axceções à regra do octeto. 
Ligações Inter-moleculares
Ilustração esquemática da ligação de van der waals 
São ligações secundárias fracas que estão relacionadas a atração de dipolos elétricos
Representação esquemática da ligação de Van der Waals para o ácido fluorídrico
Ligações por dipolos induzidos 
Com a diferença de eletronegatividade existe uma concentração de carga negativa no átomo mais eletronegativo deixando o átomo menos eletronegativo no lado positivo da molécula.
MOMENTOS DE DIPOLO
ou
Composto
Comprimento de ligação (Å)
Diferença de eletronegatividade
Momento de dipolo (D)
HF
0,92
1,9
1,82
HCl
1,27
0,9
1,08
HBr
1,41
0,7
0,82
HI
1,61
0,4
0,44
Molécula
Estrutura
Momento dipolar,D
Água
1,85
Sulfeto de hidrogênio
0,97
Cianeto de hidrogênio
2,98
Amônia
1,47
Trifluoreto de boro
0
Atração por ligações de hidrogênio entre moléculas de água
Expansão da água no estado sólido