Aulas 02 Ligações Químicas Parte 01

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07/08/2018
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Ligações Químicas
Ligações Químicas – Ligações Iônicas. Ligações
Covalentes.
Prof. Dr. Marcos R. A. Alves
Prof. Marcos R. A. Alves – Ligações Químicas
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Introdução
A partir de fundamentos teóricos da estrutura atômica, 
deduzimos as configurações eletrônicas dos átomos
Realizado a partir da relação entre teoria e prática
Ex.: efeito fotoelétrico, espectro do hidrogênio e etc.
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Introdução
Do ponto de vista didático, as ligações entre os átomos são 
classificadas em:
Ligação iônica
Transferência total 
de e- de A para B.
Ligação metálica
Ligação covalente
Compartilhamento 
de e- entre A para B.
Os metais envolvidos perdem
e- de suas valências, com os e-
livres para se deslocarem pelo
material.
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Introdução
Na prática o correto é falar em:
Caráter 
predominante iônico
Pode ser determinado pela diferença de eletronegatividade
Caráter predominante 
covalente
Lembrando que a ligação ocorre através dos elétrons mais 
externos.
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Ligação iônica 
É a ligação formada pela atração eletrostática entre íons de cargas opostas.
O que implica essa definição?
Ela acontecerá quando for “fácil” formar cátions e ânions.
Maior estabilidade do composto
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Ligação iônica 
Sendo mais formal...
Quanto menor for a energia necessária para 
formar os íons (cátions e ânions)
Menor for a energia necessária 
para “arrancar” o elétron de um 
átomo para formar um cátion
Maior for a energia liberada 
quando um dos átomos 
receber o elétron
↓ Energia de 
ionização (EI)
↑ afinidade 
eletrônica (AE)
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Ligação iônica 
Quais elementos apresentam estas características?
↓ Energia de 
ionização (EI)
↑ afinidade 
eletrônica (AE)
Metais representativos Não metais
Grupos I e II Grupos XVI e XVII
Alcalinos e alcalinos terrosos Calcogênios e halogênios
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Estabilidade de um composto iônico
CsF → fluoreto de césio
Energia de ionização (Cs(g)) = 375,7 kJmol-1
Afinidade eletrônica (F(g)) = -328,0 kJmol-1
∆E = EI – AE = 47,7 kJmol.-1
Processo endotérmico → não favorável!! 
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Estabilidade de um composto iônico
Além disso há mais energia a ser fornecida para 
atomizar tanto o Cs(s) e o F2(g)
Energia de Atomização (Cs(s)→ Cs(g)) = 76,1 kJmol-1
Afinidade eletrônica (½F2 (g) → F(g)) = 79,0 kJmol-1
∆ETot = 47,7 kJmol.-1 +155,1 kJmol-1 = 202,8 kJmol-1
∆E = 155,1 kJmol-1
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Estabilidade de um composto iônico
Qual a justificativa para formação dos compostos iônicos?
É necessário uma energia compensatória, negativa. 
Que é a energia eletrostática liberada quando os íons se unem.
Derivada da Lei 
de Coulomb 20
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1
r
qq
r
qqkFElet


 (1)
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Estabilidade de um composto iônico
A partir de (1) pode-se 
deduzir
Z = carga dos íons;
e = carga do elétron (1,6 x 10-19 C);
ε0 = permissividade no vácuo (8,85 x 10-12 C2J-1m-1)
r = distância dos íons
r
eZZEElet
2
04
1 

(2)
Todas as constantes ou variáveis são positivas exceto a carga do ânion
Eelet = negativa
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Estabilidade de um composto iônico
Cálculo a energia de interação eletrostática para o composto CsF.
Dado = r (medida experimental) = 2,35 x 10-10m
r
eZZEElet
2
04
1 

1
1011212
219122
590
10352108581434
106111100226 


 kJmol
mmJCx
CxmolxEElet ).,).(,).(,.(
),).().(.(,
Esse valor é suficiente para compensar os 202 kJmol-1.
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A interação eletrostática
Porém, a interação eletrostática é não direcional, ou seja, ocorre em 
todas as direções
Não há somente uma interação cátion-ânion e varias interações cátion-
ânion (atrativa), cátion-cátion (repulsiva) e ânion-ânion (repulsiva)
r
eZZEElet
2
04
1 

+
-
- -
-
-
-
Eelet é ainda maior!
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A interação eletrostática
Como está organizado então 1 mol de composto iônico, por exemplo de NaCl?
Esta organização mostra que a interação é não-direcional. Porém 
essa interação é diferente para os vários pares. 
Será que está como a união de vários pares?
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A interação eletrostática
Ou seja um cristal que cresce nas três dimensões com várias 
interações repulsivas e atrativas entre cátions e ânions. 
Em um mol de NaCl a interação entre os cátions e ânions é a mesma e isso 
significa que temos um estrutura tridimensional organizada
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A interação eletrostática
Para um mol de um composto iônico
 
n
11
r
eZZ
4
ANE
2
0
A
tRe 


 



Onde NA é o número de Avogadro = 6,022 x 1022, ERet – Energia reticular, A
constante relacionada a geometria do cristal, n é o expoente de Born, um número
entre 5 e 12, determinado experimentalmente pela medida de compressibilidade do
sólido ou derivado teoricamente.
Equação de 
Born-Landé
Que fornece a energia liberada quando um mol de um composto iônico é formado
Energia de rede cristalina Energia responsável pelaestabilização do composto iônico
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O ciclo de Born-Haber
A energia de formação de um composto iônico pode também ser 
determinada através do ciclo de Born-Haber utilizando a lei de Hess
Lei de Hess → a energia não pode ser criada e nem destruída
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O ciclo de Born-Haber
Calcular a energia de formação de um mol de NaCl sólido.
Etapa Processo ∆H / kJmol-1
A Na(s)→Na(g) +108 (Energia absorvida)
B ½ Cl2(g)→ Cl(g) +121 (Energia absorvida)
C Na(g) → Na+(g) +495 (Energia absorvida)
D e- + Cl(g) → Cl-(g) -348(Energia liberada)
E Na+(g) + Cl-(g) → NaCl (s) -787 (Energia liberada)
Total Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) -411 (Energia líquida liberada)
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O ciclo de Born-Haber
)()()():():()( retículoAEEIClDissNaSub
o
f HHHHHNaClH  2
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Propriedades dos compostos iônicos
• Maus condutores de eletricidade no estado sólido
– Os íons estão “presos” na estrutura
• Bom condutores quando em solução ou fundidos
– Os íons estão livres para se moverem
• Elevados ponto de fusão e ebulição
– Fortes ligações e por serem não-direcionais
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Propriedades dos compostos iônicos
• Solúveis em solventes polares
2
04
1
r
qqFElet



εH2O = 85 vezes maior ε0 ε = constante dielétrica
εNH3 = 25 vezes maior ε0
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Propriedades dos compostos iônicos
• São duros e quebradiços
-
-
-
-
+
+
++
+
-
-
+ -
-
-
-
+
+
++
+
-
-
+
Força
-
-
-+
++ -
+ -
-
-+
++ -
+
- ++ - - ++ -
Ruptura
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Os compostos iônicos 
ÍONS
Cátions Ânions
Metais do grupo I e II Não metais grupo 
XVI e XVII
Poliatômicos NH4+
Poliatômicos CO32-, 
SO42-
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Representação de Lewis
• O que são elétrons de valência? 
• Exemplospara átomos e íons de um elemento.
• Exemplos de compostos iônicos 
Representação de Lewis
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Ligações Covalentes
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Ligação covalente
Diferentemente da ligação iônica, na ligação covalente, ou melhor
predominantemente covalente, não há “transferências total” e sim
compartilhamento de elétrons
Exemplos: 
Gases atmosféricos: N2, CO2, O2, H2O
Combustíveis: CH4, CH3CH2OH
Íons compostos: CO32-, SO42-, CN- , NH4+
Todos são não-metais
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Ligação covalente
É possível a formação de compostos covalentes metais-não metais?
SIM → Apesar da maioria ser formada por ligação entre não metais.
ZnS, SnCl2
Exemplos: 
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Ligação covalente 
Diferença de
eletronegatividade
Exemplo de
ligação
Tipo de
ligação
Caráter
covalente
Caráter
iônico
Zero Cl-Cl
Covalente
Apolar
Intermediário P-Cl
Covalente
Polar
Grande
Na+ Cl- Iônica
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A teoria do octeto
Uma forma simples de prever ou descrever uma ligação covalente.
Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
Proposta 
em 1916
“...cada átomo em um composto covalente
tende a adquirir o octeto através do
compartilhamento de elétrons.”
Octeto s2 p6 Configuração de um gás nobre
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Estruturas de Lewis
• 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
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
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Ligações múltiplas
• 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);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida 
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
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Eletronegatividade
• 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:
• ao logo de um período e
• ao subirmos em uma família.
Polaridade da ligação e eletronegatividade
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Eletronegatividade e polaridade de ligação
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma 
medida da polaridade de ligação:
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons
igual ou quase igual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons
desigual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em
ligações iônicas (transferência de elétrons).
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Eletronegatividade e polaridade de ligação
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por + e o polo negativo por -.
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Exceções a regra do octeto
Octeto incompleto – Em alguns compostos, o número de elétrons que
rodeia o átomo central numa molécula estável é menor do que oito.
Moléculas com um número impar de elétrons – É necessário um número
par de elétrons para haver emparelhamento completo.
Octeto Expandido – Em alguns compostos existem mais do que oito
elétrons de valência em torno do átomo.
Octeto incompleto
Moléculas com um número 
impar de elétrons
Octeto expandido
Exceções a teoria do octeto
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Exceções a teoria do octeto
NO e NO2
Geralmente são muitos reativos
N O N O
Octetos incompletos
Compostos de Berílio (BeH2, BeF2)
Compostos de Boro (BF3, BH3)
Compostos de Alumínio ( AlCl3, AlI3)
Moléculas com um número 
impar de elétrons
Óxido Nítrico (NO)
Óxido de Azoto (NO2)
Octetos Expandidos
Compostos de Enxofre (SF6)
Compostos de Fósforo (PF5)
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• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações
idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples
(mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
O
O
O
Estruturas de ressonância
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas
de Lewis.
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter
estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares
de átomos.
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Estruturas de ressonância
O
O
O
O
O
O
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Estruturas de ressonância
• As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma
estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades
extremas.
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 Estrutura de ressonância – cada um de duas ou mais estruturas
de Lewis para uma molécula particular que não possa ser descrita
adequadamente por apenas uma estrutura de Lewis.
O símbolo  indica que as estruturas representadas devem ser
entendidas como formas de ressonância.
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Propriedades das Ligações: ordem, 
comprimento e energia
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Ordem, comprimento de uma ligação e Energia 
O que é ordem de uma ligação (OL)?
Mas como é definido o comprimento e a energia de uma ligação?
É o número de par de elétrons compartilhados.
Maior OL  mais forte, mais curta e maior a energia 
necessária para rompê-la.
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Como ocorre a formação de uma ligação covalente?
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• A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é
denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a
molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação:
Cl2(g)  2Cl(g).
• Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g)  C(g) + 4H(g)H = 1660 kJ
• A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de
atomização:
D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
• As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.
Forças das ligações covalentes
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Entalpias de ligação e entalpias de reação
• Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia 
para uma reação química.
• Admitimos que em qualquer reação química as ligações precisam 
ser quebradas para que novas ligações sejam formadas.
• A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações 
quebradas menos a soma das entalpias das ligações formadas.
• Ilustramos o conceito com a reação entre o metano, CH4, e 
o cloro:
CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g) Hrxn = ?
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          
kJ 104
Cl-HCl-CCl-ClH-C

 DDDDHrxn
• O resultado acima é consistente com a lei 
de Hess.
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Propriedades dos compostos moleculares
Compostos iônicos 
Compostos moleculares 
ou covalentes
Sólidos 
Sólido, líquidos e gasosos. 
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Altos e baixos pontos de fusão 
e ebulição
Bons e maus condutores 
de eletricidadeÁgua, N2, diamante
Grafite (bom), água (mau), HCl
aquoso (bom). 
Duros e macios Diamante, grafite. 
Solubilidade variada Dependerá da polaridade da ligação