Aula 3_Ligações químicas

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16/09/2014
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LE200- Química Geral
Aula 3 – Ligações Químicas
Prof. Responsável: Dra. Alessandra Cremasco
Alessandra.cremasco@fca.unicamp.br
Ligações Química
As ligações químicas envolvem:
• Troca ou compartilhamento de elétrons;
• Resulta na diminuição da energia do composto 
comparado aos átomos separados 
Podem ser de três tipos:
• Iônica
• Covalente
• Metálica
Ligação iônica 
Eletricamente neutro 
número prótons = número de elétrons
Iônica: atração eletrostática de íons cargas opostas formam
arranjo de rede.
Átomo
Íons - cátion
Íon: número de prótons e elétrons não coincidem –
comportamento diferente átomo
Átomos metálicos tendem a perder elétrons para se 
transformarem em cátions.
Íon – ânion 
Átomos não-metálicos tendem a ganhar elétrons para 
formarem ânions.
Íons e Propriedades
Íons sódio e cloro
Sódio metálico
Gás cloro
Importante:
Eletrólitos – soluções condutoras
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Íons - Previsão de Cargas
Número de elétrons perdidos ⇒ relacionado com posição 
na tabela periódica 
Ligações Iônicas
Iônica: atração eletrostática de íons cargas opostas formam
arranjo de rede.
1e-
Na Cl
7e-
Na Cl
Na Cl
8e-
•Íons com cargas opostas se atraem
•Transferência de um e-
•Par de íons com cargas opostas
Ligação iônica
Apesar da existência NaCl na razão 1:1 – NaCl corresponde
fórmula unitária: proporção de átomos.
Afinidade eletrônicaEnergia ionização
Energia para captar um elétron de um 
átomo e tornar-se um ânion
Energia para perder um elétron 
e tornar-se cátion
Ligação iônica
• metal + ametal
– ∆ Energia para formação de íons (energias de 
ionização e afinidade eletrônica)
Custo de energia para formação compostos – baixa
Ligação iônica
• Cátion
Exemplo:
Sódio (Na) (Energias de ionização: 
496, 4562 e 6912 kJ/mol) – logo 
sódio (Na) somente existe com 
carga (1+).
• Ânion
Metais nos blocos s ou p perdem e-⇒ np6
Metais de transição - maior complexidade (d parcialmente preenchido)
Ametais do bloco p adquirem configurações np6 ganhando e-
Ligação iônica
• Tamanho atômico & tamanho iônico
Cátions: perda de e- diminui repulsão elétron-elétron
e- mais presos ao núcleo (menores)
Ânions: ganho de e- aumento repulsão elétron-elétron
(maiores)
Na (191 pm) Na+ (102 pm)
Cl (100 pm) Cl- (181 pm)
Mesma tendência nos raios atômicos 
e iônicos (carga/prótons núcleo)
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Ligação iônica
Formação dos íons
Energia de ionização (endo)
Afinidade eletrônica (exo)
Energia global
Exemplo: NaCl
Energia de ionização do Na para remover 1e- = 496 kJ/mol
Afinidade eletrônica Cl para captar 1e- = - 349 kJ/mol
Custo efetivo da ligação 496 – 349 = 147 kJ/mol 
Ligação iônica é processo exotérmico 
∆E NaCl= -498 kJ/mol d
qqE 21κ=∆
Ligação iônica
Energia efetiva depende da atração e repulsão dos 
íons e interações com vizinhos
Estrutura de rede
Sólido iônico não contem apenam apenas pares de íons,
mas íons positivos e negativos arranjados em reticulo
tridimensional .
Energia de rede ∆Eret NaCl= -786 kJ/mol 
Ligação Metálica
• Modelo de mar de elétrons: núcleo e elétrons mais
internos fornecem uma rede carregada positivamente
circundada por elétrons que se movem através da rede.
� Ligações deslocalizada – interação de orbitais
� Metais de transição – Maleáveis, Dúcteis e condutores
• Teoria de Bandas : interação dos orbitais 
Exemplo: Li (2s1) 
Teoria de Bandas
+ →
Interferência de ondas 
OM Ligante OM antiligante
En
er
gi
a
En
er
gi
a
...
...
En
er
gi
a
Teoria de bandas
� Similar para metais com orbitais p e d.
� Explicam condutividade.
- Condutividade: elétrons movendo-se de uma banda preenchida para 
outra não preenchida. 
Teoria de bandas e Condutividade
En
er
gi
a
Banda de
valência
Banda de
condução Banda de
condução
Banda de
valência
Intervalo 
entre bandas
Metal semicondutor Isolante 
Condutividade limitada.
Mas aumenta com↑ Temperatura e dopagem
Não conduz - ↑∆E 
entre as bandas
Bom condutor
Teoria de Bandas
• Semicondutor:
Adição e- na banda 
de condução (tipo n)
Remoção e- na 
banda de valência 
(tipo p)
Ampliação no transporte 
de corrente
DOPAGEM: processo químico de adição de impureza 
no sólido. 
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Ligação Covalente
Ce-C e-
e-e-
e-
e-e-
e-
Compartilhamento de elétrons 
Cadeias de polímeros são
formadas por ligações covalentes
Ametal + ametal
Atração entre núcleos
Ligação Covalente
Au
m
e
n
to
 
da
 
e
n
e
rg
ia
 
→
Aumento da distância internuclear →
Muito afastado, átomos 
não interagem entre si, e 
energia é zero
Ao se aproximar os átomos 
começam a se interagir e a 
energia é diminuída
Ao atingir separação ótima 
há compartilhamento 
elétrons e a energia atinge 
mínimo
Se muito próximos, núcleos 
começam a se repelir e a 
energia aumenta
Distância de 
ligação
Energia de 
ligação
Ligações Químicas: Mas, quantas 
ligações?
• Iônica
• Covalente
• Metálica
Formação de compostos 
Energicamente viável 
ENERGIA
Ao trocar elétrons ou 
compartilhar 
np6
= gás nobre
ns2 np6
Regra do octeto
Mais estável
Símbolo de Lewis
• Representação da regra do octeto - símbolo de 
Lewis.
– Indicação de pontos em analogia aos e- de valência, 
ajudam a prever o tipo de ligação química. 
Símbolo químico
Elétrons de 
valência
Elétrons 
desemparelhado
Elétrons 
emparelhado
Símbolo de Lewis
Similar símbolo de Lewis para períodos subsequentes
Ligações Químicas
� moléculas com número ímpar de elétrons
Exemplo: ClO2, NO e NO2. 
� moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto
(moléculas deficientes em elétrons)
Pode ocorrer em compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A
(Exemplo: BF3)
� moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto
(moléculas com expansão de octeto).
Moléculas com mais de 8e- no nível de valência (elementos
a partir do 3º periodo da tabela periódica) Exemplo: PCl5
Exceções a regra do octeto
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Ligações Químicas
• Ligações Iônicas
Ligações Químicas
• Covalente: par de elétrons substituída por linha
• Ligações múltiplas 
(dupla ou tripla)
Energia de ligação: simples < dupla < tripla
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Par ligante
Par não ligante
H O O N N
Tipo de 
ligação
Energia de ligação
(kJ/mol)
C−C 346
C=C 602
C≡C 835
Metodologia para Estrutura de Lewis 
Exemplo: CF2Cl2 (Diclorodifluorometano)
– Contar número total de elétrons de valência na molécula ou
íon
Carbono = 4; flúor = 7 e cloro=7
C= 1 X 4 = 4
F= 2 X 7 = 14
Cl=2 X 7 = 14
– Desenhar a estrutura do esqueleto da molécula
Cl
C F
Cl
F
Menos eletronegativo 
primeiro na fórmula
Total 32 elétrons
– Colocar ligações simples entre todos os átomos
conectados na estrutura (linha entre eles)
Exemplo: Estrutura de Lewis 
Cl
C F
Cl
F
• Coloque os elétrons de valência restantes nos átomos
individuais – satisfazendo a regra do octeto (aos pares)
• Crie ligações múltiplas, caso necessário. 
Todos os átomos satisfaz 8 elétrons – ligações múltiplas 
não são necessárias.
Exemplo: Estrutura de Lewis 
Cl
C F
Cl
F
•
•
•
•
••
••
••
••
••
•
•
•••
•
•
•
•
•
Foram 4 ligações 
simples (8 e-) Dos 
32 e- restam 24 e-
Ressonância
• Dióxido de enxofre (SO2)
SO O
••
•• ••
••••
•
•
•
•
S = 6e-
O = 2 x 6e-
18 elétrons
Faltam 2 elétrons no S
Ligação dupla
SO O
••
••
••••
•
•
•
• SO O
••
••
••••
•
•
•
•
Híbrido de ressonância – indica amédia das duas estruturas de 
ressonância (que não se alternam).
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Estruturas de Ressonância
Analogia a mistura de cores
Exemplo: Ozônio (O3)
Consequências energéticas – menos reativos que alcenos
(+ estáveis - ↓ energia)
Ligação Química
A ligação covalente entre C-F apresenta maior atração dos e-
em direção ao núcleo de F. 
Por quê
Eletronegatividade habilidade que um átomo tem de atrair
elétrons para si em certa molécula. 
Eletronegatividade
Tamanho atômico, afinidade eletrônica e energia ionização
↑Eletronegatividade 
> atração dos e-
Eletronegatividade e Polaridade da 
Ligação
Elementos com eletronegatividade ≠ provoca separação 
parcial de carga. 
Carga parcial negativa
Carga parcial positiva Dipolo
Ligação polar
Ligação covalente polar
Polaridade da ligação
∆ eletronegatividade
0 2 3 41
A B C
A – Ligação covalente apolar (compartilhamento =) 
B – Ligação covalente polar (compartilhamento ≠) 
C – Ligação iônica (transferência elétrons)
Ligações Mistas
• Ligações parcialmente covalente e iônica.
Percentual do caráter iônico (%CI) de uma ligação entre dois 
elementos A e B:
% caráter iônico
XA e XB eletronegatividade dos elementos. 
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Forças intermoleculares
• As partículas mantém-se próximas nos estados
sólidos e líquidos devido a presença das
forças intermoleculares ⇒ ligações secundárias
(fracas).
Energia de Ligação e Forças Intermoleculares
• A união de átomos para formar as ligações iônica,
covalente ou metálica consiste de força intramolecular
(forte)
• A atração entre moléculas para obtenção dos líquidos e
sólidos consiste de força intermolecular (fraca)
Tipo de ligação Energia de Ligação
iônicos 150-370 kJ/mol
Covalente 125-300 kJ/mol
Metálica 25-200 kJ/mol
Intermoleculares < 10 kJ/mol
Forças Intermoleculares
Podem ser do tipo:
� Forças de Van der Walls: dipolo-dipolo induzido 
(Forças de London) e dipolo-dipolo.
� Ligações de hidrogênio
Sentido do aumento de forças das interações intermoleculares
• Dipolo instantâneo: oscilação na distribuição dos elétrons em uma 
molécula. 
• Aplicação de campo elétrico externo também provoca formação de 
dipolos (dipolo induzido).
• Combinação de dipolo instantâneo e induzido ⇒ alinhamento e 
atração intermolecular.
Forças de Dispersão de London
Molécula com distribuição de 
cargas simétricas
δ-
δ-
Dipolo-instantâneo
Campo elétrico distorce a forma 
da nuvem eletrônica e cria dipolo 
induzido
δ-δ+
δ-δ+
Dipolo-induzido
δ-δ+δ
-
Dipolo - dipolo induzido
Forças dipolo-dipolo
• A interação entre dipolos permanentes, onde a carga
parcial positivo de uma molécula está próximo da carga
parcial negativo da outra.
• Mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas
quando as moléculas se viram.
Ligação de Hidrogênio
• Interações dipolo-dipolo na presença de determinadas
combinações de elementos:
– Átomo de hidrogênio H ligado a um átomo altamente
eletronegativo (N, O ou F) (H-X) e outra molécula (Y) dispondo de
par de elétrons isolados.
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Ligação de Hidrogênio
• Os elétrons na ligação H-X (X = elemento eletronegativo) 
apresentam-se mais próximos do X .
• Dessa forma, o H por ter apenas um elétron, o próton 
fica “quase descoberto”.
• Por ser pequeno e conter carga parcial positiva, o H se 
aproxima de pares isolados de Y da outra molécula 
(Y=elemento eletronegativo) estabelecendo a ligação 
de H, bastante forte.
X−H Y−H
- - - - -
δ+δ
-
δ+δ
-
Exercícios
1) O nitrogênio é um gás inerte muito utilizado para encher
recipientes de reagentes químicos que poderiam reagir com
oxigênio do ar. Com base na estrutura de Lewis , explique por que
o nitrogênio não reage facilmente com outras moléculas?
2) Com base nas interações intramoleculares e intermoleculares,
explique por que o grafite apresenta propriedades lubrificantes?