5_ligacoes quimicas

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Universidade Estadual de Santa Cruz
Prof. Dr. Rodrigo Luis Santos
“Revisão:
Fundamentos das Ligações Químicas”
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas
Curso: Engenharia Quimica
Disciplina de Química Geral
Ligação Química
 Conceito Geral: é a combinação entre átomos, 
moléculas ou íons onde cada espécie química 
procura uma maior estabilidade.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos 
isolados
Átomos 
ligados
E
n
er
g
ia
 Estado Natural dos Átomos: os átomos são 
encontrados na natureza combinados de modo a 
adquirir maior estabilidade.
 Estabilidade química: os átomos precisam 
completar seus orbitais incompletos perdendo, 
ganhando ou compartilhando elétrons da última 
camada (camada de valência).
Ligação Química
Tipos de Ligações Químicas:
 Ligações Metálicas: metal + metal
 Ligações Iônicas: metal + ametal
 Ligações Covalentes: ametal + ametal
Ligação Metálica
 Ocorre entre átomos que apresentam a tendência em 
perder elétrons (metais).
 A ligação metálica é explicada através da teoria da 
nuvem eletrônica.
 Os íons de cada metal ocupam os pontos de um 
retículo cristalino, e os elétrons formam uma 
nuvem de elétrons que se espalha por todo o retículo.
Atração eletrostática 
entre os íons 
positivos e o gás de 
elétrons.
Retículo Cristalino
Ligação Metálica
 Definição: ligações entre átomos de baixa 
eletronegatividade (metais) que formam retículos 
cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de 
elétrons livres da camada de valência.
 Os gases nobres são inertes, estáveis e não tem a 
tendência de reagir quimicamente, apresentam-se 
na forma de átomos isolados (monoatômicos) na 
natureza. 
Teoria do Octeto:
Os Gases Nobres
 A teoria das ligações foi idealizada na teoria do 
octeto em que os átomos se unem de forma a 
ganhar, perder ou compartilhar elétrons para 
atingir a estabilidade química.
 Gilbert Lewis (1916): o átomo adquire 
estabilidade ao completar oito elétrons na última 
camada, imitando os gases nobres.
 Exceção para os átomos de H, Li, B e Be em que 
irão atingir a estabilidade com dois elétrons, 
imitando o gás nobre He.
Teoria do Octeto
 Símbolos de Lewis: consiste no símbolo do 
elemento químico e mais um ponto para cada elétron 
de valência presente no átomo desse elemento.
Teoria do Octeto:
Ligação Iônica
 Ocorre entre os átomos que apresentam facilidade 
em perder elétrons e átomos que tem facilidade em 
receber elétrons.
 Facilidade em perder: Metais
 Apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na ultima camada.
 Facilidade em ganhar: Ametais
 Apresentam 5, 6 ou 7 elétrons na ultima camada e H
LiF
Li + F Li+ F -
[He] 2s1 [He]2s22p5 [He] [Ne]
 Ligação Covalente: ocorre através do 
compartilhamento de um par de elétrons entre os 
átomos que possuem pequena ou nenhuma 
diferença de eletronegatividade, se unindo por 
atração magnética dos orbitais da última camada.
Teoria do Octeto:
Ligação Covalente
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
Como dois átomos podem compartilhar elétrons?
Exemplo: gás flúor (F2)
F F
Ligação 
Covalente
F FFórmula
Lewis
Fórmula
Estrutural
Pares e-
isolados
Água
Fórmula
Molecular
Fórmula
Lewis
Fórmula
Estrutural
Tipo de 
Ligação
H2O
O2
N2
8e-2e- 2e-
OH H O HH
N N
8e-8e-
N N
H O
O
N
Simples
Dupla
Tripla
Gás Oxigênio
Gás Nitrogênio
O
O
8e- 8e-
O O
Teoria do Octeto:
Ligação Covalente
 Ligação covalente coordenada é também o 
compartilhamento de pares eletrônicos, porém o par 
de elétron é oriundo de apenas um átomo. 
Antigamente chamada de ligação dativa.
S
Fórmula
Molecular
Fórmula
Lewis
Fórmula
Estrutural
Tipo de 
Ligação
Dióxido
de enxofre
SO2
S
O
O
8e-
8e-
O
8e-
O S
O
Dupla e
Coordenada
Obs.: não existe nenhuma diferença entre uma ligação covalente simples e uma 
coordenada, portanto as duas devem ser representadas da mesma forma.
Teoria do Octeto:
Ligação Covalente Coordenada
Características dos Compostos 
Moleculares
Tipo
Ligação
Ligação
(pm)
C-C 154
CC 133
CC 120
C-N 143
CN 138
CN 116
Comprimento de Ligação
Tripla < Dupla < Simples
 Sólidos, líquidos ou gases a 
temperatura ambiente;
 Não conduzem a corrente elétrica 
em sua forma pura.
Estrutura de Lewis de Espécies 
Poliatômicas
 N = número de elétrons de valência para todos os 
átomos alcançarem a configuração do gás nobre.
 D = número de elétrons disponíveis na camada de 
valência de todos os átomos.
 C = número de elétrons compartilhados no 
composto
H2O
N = 2 (2e-) +1(8e-) = 12 e- necessários
D = 2 (1e-) + 1(6e-) = 8e- disponíveis
C = N – D = 12 – 8 = 4e- compartilhados 
OH HO HH
2 ligações simples
Exemplo:
2 H 1 O
LewisEstrutural
Escrevendo a Estrutura de Lewis 
de Espécies Poliatômicas:
CO2
N = 1 (8e-) +2(8e-) = 24 e- necessários
D = 1 (4e-) + 2(6e-) = 16 e- disponíveis
C = N – D = 24 – 16 = 8 e- compartilhados (2 duplas) 
Exemplo:
Arranjo
dos átomos Fórmula de 
Lewis
Fórmula
Estrutural
1. Determinar os números de elétrons necessários, disponíveis e 
compartilhados
2. Fazer o arranjo dos átomos (átomos devem estar simétricos)
3. Colocar os elétrons compartilhados que irão fazer as ligações 
(usar ligações duplas ou triplas somente quando necessário) 
4. Completar o octeto de todos os átomos com os elétrons 
disponíveis 
1C 2O
Escrevendo a Estrutura de Lewis 
de Espécies Poliatômicas:
NH4
+
Exemplo:
N = 1 (8e-) + 4(2e-) = 16 e- necessários
D = 1 (5e-) + 4(1e-) = 9 – 1 = 8 e- disponíveis
C = N – D = 16 – 8 = 8 e- compartilhados (4 simples) 
Arranjo
dos átomos
Fórmula de 
Lewis
Fórmula
Estrutural
1N 4H
Escrevendo a Estrutura de Lewis 
de Espécies Poliatômicas:
Escrevendo a Estrutura de Lewis 
de Espécies Poliatômicas:
Exercício: Determine a Fórmula Estrutural e a Fórmula 
de Lewis para as substâncias: H2SO4, ClO4
- e NO3
-
Escrevendo a Estrutura de Lewis 
de Espécies Poliatômicas:
 A ressonância é fusão de estruturas que têm o 
mesmo arranjo de átomos mas arranjo 
diferentes de elétrons.
 Ela distribui o caráter de ligação múltipla sobre uma 
molécula e diminui sua energia total
Ressonância
Qual é a evidencia experimental que comprove a 
existência de uma estrutura de ressonância?
R: comprimento das ligações, ou seja, no caso do 
íon nitrato as três ligações possuem o mesmo 
comprimento
 Carga Formal de um átomo em uma dada estrutura 
de Lewis é a carga que ele teria se as ligações fossem 
perfeitamente covalente e o átomo tivesse exatamente 
a metade de elétrons compartilhados das ligações.
 Ela pode ser utilizada para predizer o arranjo mais 
favorável dos átomos em uma molécula, neste caso a 
carga formal mais próxima de zero é que apresenta a 
maior estabilidade.
Carga Formal
Onde:
V = elétrons de valência (teórico)
L = elétrons isolados (não compartilhados)
S = elétrons compartilhados
Exemplo do cálculo da carga formal para o CO2 e NH4
+
Carga Formal
Fórmula de Lewis
C O O
4 6 6 
0 4 4 
4 2 2 
0 0 0 
V:
L:
S/2:
Total:
Obs.: a somatória 
das cargas formais 
de todos os átomos 
devem ser zero ou a 
carga do íon.
N H H H
5 1 1 1 
0 0 0 0 
4 1 1 1
+1 0 0 0 
V:
L:
S/2:
Total:
H C O H
Carga Formal
H C O H
H
C O
H
H C O H
Octeto OK
H
C O
H
H
C O
H
Exemplo de Aplicação da Carga Formal:
Determine a fórmula estrutural do formaldeído (CH2O)
N = 1 (8e-) + 2(2e-) + 1(8e-) = 20 e- necessários
D = 1 (4e-) + 2(1e-) + 1(6e-) = 12 e-disponíveis
C = V – D = 20 – 12 = 8 e- compartilhados (4 ligações) 
1C 2H 1O
Dois arranjos possíveis
a)
b)
Qual é a fórmula estrutural correta?
 A fórmula estrutural correta é aquela que apresenta 
a carga formal em cada átomo mais próxima de 
zero. 
Carga Formal
H C O H
H
C O
H
H C O H
1 4 6 1
0 2 2 0
1 3 3 1
0 -1 +1 0
V:
L:
S/2:
Total:
H H C O
1 1 4 6
0 0 0 4 
1 1 4 2
0 0 0 0
V:
L:
S/2:
Total:
Idealmente a carga forma dos átomos devem estar mais próxima 
possível de zero, portanto a segunda fórmula estrutural é a correta
Exercício
 Sugira a fórmula estrutural para o cianato (CNO-). 
N = 1 (8e-) + 1(8e-) + 1(8e-) = 24 e- necessários
D = 1 (4e-) + 1(5e-) + 1(6e-) = 15 + 1 = 16 e- disponíveis
C = V – D = 24 – 16 = 8 e- compartilhados (4 ligações)
O elemento central geralmente é o menos eletronegativo 
C N O 
[ N C O ]- [ N C O ]-
N C O 
5 4 6 
2 0 6 
3 4 1
0 0 -1
V:
L:
S/2:
Total:
N C O 
5 4 6 
4 0 4 
2 4 2
-1 0 0
V:
L:
S/2:
Total:
Carga Formal
Híbrido de 
Ressonância
 Exceções a regra do octeto: H2SO4:
Carga Formal
H S O O O O H
1 6 6 6 6 6 1
0 0 4 4 6 6 0 
1 4 2 2 1 1 1
0 +2 0 0 -1 -1 0
V:
L:
S/2:
Total:
H S O O O O H
1 6 6 6 6 6 1
0 0 4 4 4 4 0 
1 6 2 2 2 2 1
0 0 0 0 0 0 0
V:
L:
S/2:
Total:
Exceções à Regra do Octeto
 Octeto incompleto
Normalmente com Be, B e Al
BeH2
H HBe
BF3
F B F
F
 Moléculas com n° impar de elétrons
Como por exemplo mónoxido de nitrogênio (NO)
N ON = 1 (8e-) + 1(8e-) = 16 e- necessários
D = 1 (5e-) + 1(6e-) = 11 e- disponíveis
C = V – D = 16-11 = 5 e- compartilhados (1 dupla) 
1N 1O
 Octeto Expandido
Quando o átomo central de uma molécula tem orbitais 
d vazios, ele pode acomodar 10, 12 ou mais elétrons. 
Isto pode ocorrer somente com elementos a partir do 
terceiro período que possuem orbitais d disponíveis.
Exemplos:
Exceções à Regra do Octeto
Octeto OK Octeto OK
Octeto
Expandido (10 e-)
Octeto
Expandido (12 e-)
PCl3 PCl4
+ PCl5 PCl6
-
Ligações Químicas versus
Eletronegatividade
 As ligações químicas não podem ser vistas como 
puramente iônicas ou puramente covalente.
 A diferença de eletronegatividade (∆χ) entre dois 
átomos ligados é o que dá o caráter da ligacao 
química.
 Para moléculas com átomos diferentes deve-se 
levar em consideracao a eletronegatividade (χ) de 
cada átomo, o que gera uma carga parcial positiva 
(δ+) e negativa (δ-).
Exemplos: Cl2; BrCl; HCl
Ligações Químicas versus
Eletronegatividade
Ordem decrescente de eletronegatividade dos principais ametais:
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H
Polaridade das Ligações
∆χ = 0,2 ∆χ = 1,0
Covalente Polar
Covalente 
Apolar
Ligações Químicas versus
Eletronegatividade
H F
Ligações Iônicas versus
Ligações Covalentes
 A eletronegatividade é uma medida do poder de 
atração de um átomo sobre um par de elétrons de 
um ligação. Neste sentido, se a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos é muito 
diferente, um dos átomos pode ficar com a maior 
parte do par de elétrons gerando uma carga parcial 
negativa e outra positiva, tornando uma ligação 
covalente polar com caráter iônico.
Exemplo: Os compostos CO2 e NO2 são compostos 
moleculares, portanto, possuem ligações covalentes, 
porém qual dos dois tem um maior caráter iônico? 
FH
rico
em e-
pobre
em e-
δ+ δ-
 No caso de ligações iônicas, o caráter covalente 
também pode estar presente, isto porque a carga 
positiva do cátion irá distorcer a nuvem eletrônica 
do ânion.
 A facilidade de uma nuvem eletrônica ser distorcida 
é chamada de polarizabilidade.
 Ânions volumosos são facilmente polarizáveis.
 Cátions são muito pouco polarizáveis porque seus 
elétrons são fortemente retidos pelo núcleo, porém 
cátions pequenos e com elevada carga tem alto 
poder de polarizar os ânions.
Exemplo: Em que composto, NaBr ou MgBr2 as 
ligações devem ter o maior caráter covalente?
Ligações Iônicas versus
Ligações Covalentes