Ligacao Quimica I

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Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/Macaé
UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE 
INSTITUTO DE QUÍMICA
LIGAÇÃO 
QUíMICA –Parte I
 
NaCl
H2O
H2O
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Ligação Química 
� Definição
� Capacidade dos átomos se combinarem para formar espécies mais 
complexas, onde os átomos são mantidos por forças atrativas.
� É a interação entre dois ou mais átomos, unidos pela redução da energia 
potencial dos seus elétrons!
Localização na Tabela Períodica
Tipo de Ligação Número de Ligações
Grupo e Período
Participam apenas os
elétrons de valência
�O que determina a forma?
A estrutura eletrônica dos átomos!
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Tipos de Ligação 
�Modelos:
� Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV)
� Teoria da Ligação de Valência (TLV)
� Teoria do Orbital Molecular (TOM)
� Iônica:
Existe a transferência de elétrons de um átomo para o outro na camada de 
valência. A força eletrostática atua entre os átomos.
� Covalente:
Ocorre o compartilhamento de elétrons entre os átomos.
�Metálica:
Considera um conjunto de cátions estabilizado por um conjunto enorme de 
elétrons como um empacotamento compacto. Mas os elétrons são móveis.
Sal de Cozinha Na+ Cl-
Açucar moléculas de C12H22O11
Prego Liga de metálica
Propriedades 
são 
diferentes
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Estruturas de Lewis 
Prof. Antonio Guerra – CEFET/RJ
Grupo: 1 2 13 14 15 16 17 18
e‾ val.: 1 2 3 4 5 6 7 8
Ex: Li Ca Al C P O Cl Xe
Lewis: X X X X X X XX
� Definição:
A camada mais externa (valência) é responsável pela ligação química, sua 
descrição é feita por uma notação: 
� Os Símbolos de Lewis
� Cada ponto representa um elétron isolado.
� Um par de pontos descreve dois elétrons emparelhados.
6C = 1s
22s22p2 C Li3Li = 1s22s1
e- de valência e- de valência
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Regra do Octeto 
� Definição:
O arranjo dos elétrons tendem a seguir normalmente a configuração do gás 
nobre. Isto porque os gases nobres tem distribuição eletrônica muito estável, 
como evidenciado por sua alta energia de ionização e baixa afinidade por 
elétrons. 
� “Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons até que estejam circundados por oito elétrons de 
valência.”
Perde elétrons Ganha elétrons
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� Exceções
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.
9F: 1s22s22p5 →→→→ F‾: 1s22s22p6 ∴∴∴∴ [Ne]
3Li: 1s22s1 →→→→ Li+: 1s2 ∴∴∴∴ [He]
Perde 1e‾
Ganha 1e‾
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Ligação Iônica 
9F: 1s22s22p5 →→→→ F‾: 1s22s22p6 ∴∴∴∴ [Ne]
3Li: 1s22s1 →→→→ Li+: 1s2 ∴∴∴∴ [He]
Perde 1e‾
Ganha 1e‾
LiF
Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.
“Na ligação iônica, as forças atrativas são maximizadas e as forças repulsivas são 
minimizadas pelas estruturas cristalinas observadas no estado sólido nos 
chamados sólidos iônicos”. 
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Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) →→→→ NaCl(s) ∆∆∆∆Hºf = -410,9 kJ
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• 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.
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
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• 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.
 
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Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica
• Energia de rede: é a energia 
necessária para separar 
completamente um mol de um 
composto sólido iônico em íons 
gasosos.
• A energia de rede depende das cargas 
nos íons e dos tamanhos dos íons:
κ é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), 
Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e 
d é a distância entre seus centros.
d
QQ
El
21
κ=
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Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica
• A energia de rede aumenta à medida que:
• As cargas nos íons aumentam
• A distância entre os íons diminui
E
E
E
D
D
D
D = distância
E = energia
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d
QQ
El
21
κ=
Osso Humano
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� Estrutura Cristalina
Kotz, J.C. e Treichel, P., Chemistry and Chemical Reactivity, 4ed. New York: Saunders College Publishing, 1999. 1129p.
NaCl
CsCl
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Ligação Covalente 
Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.
•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.
•Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de 
H.
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Raio Covalente
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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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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.
•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
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• As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma 
estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidadesextremas.
• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.
O
O
O
O
O
O
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Benzeno, d C-C = 1,40 Å
Íon acético
Íon nitrato
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Exceções a Regra do Octeto 
Número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um 
número ímpar de elétrons. 
N O N O
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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.
• As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F 
são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de 
elétrons.
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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.
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