Ligacoes quimicas

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Ligações químicas 
Introdução 
 As ligações químicas unem os átomos, porém 
nem todos os átomos conseguem formar ligações. 
 Dois átomos de um gás nobre exercem entre si 
uma atração mútua tão fraca que não conseguem 
formar uma molécula. Por outro lado, a maioria dos 
átomos forma ligações fortes com átomos da própria 
espécie e com outros tipos de átomos. 
Em busca de uma configuração estável 
 Uma molécula só será formada se esta for 
mais estável e tiver menor energia do que os 
átomos individuais. Com exceção dos gases 
nobres, os demais átomos têm tendência de 
formar moléculas através do estabelecimento de 
ligações. 
 De maneira geral, a ligação química pode ser 
definida como uma força resultante atrativa que 
existe entre alguns átomos, quando estes se 
aproximam. 
 Esta força mantém um conjunto de dois ou 
mais átomos unidos formando assim os compostos 
químicos. 
Ligações químicas 
 Características importantes da 
ligação química: polaridade, distância e 
energia. 
Ligações químicas 
Diferença entre os compostos 
Fluorita – CaF2 
Enxofre – S8 
Aço – Fe + C 
A baixa energia dos gases nobres está 
associada ao fato de possuírem o nível 
eletrônico mais externo completamente 
preenchido. 
Essa estrutura é frequentemente 
denominada estrutura de gás nobre. 
Configuração estável 
Propriedades atômicas dos gases nobres 
É necessário grande quantidade de energia para 
desemparelhar elétrons, romper nível completamente 
preenchido e promover elétron para outro nível. 
Propriedades atômicas dos gases nobres 
Tipos de ligações 
1) Primárias: São de natureza química, onde os 
átomos estão unidos por forças fortes 
(iônica,covalente e metálica). 
2) Secundárias: Caracterizam-se por forças 
físicas. 
As ligações primárias são cerca de dez vezes 
mais fortes que as ligações secundárias. 
Tabela 1. Propriedades físicas de alguns compostos 
Tabela 1. Propriedades físicas de alguns compostos 
Os átomos podem adquirir uma configuração 
eletrônica estável por três maneiras: 
-perdendo, recebendo ou 
compartilhando elétrons. 
Por isso, os elementos podem ser classificados 
segundo a sua eletronegatividade e 
eletropositividade. 
Tipos de ligações 
Conceitos importantes 
Muitas das propriedades físicas dos 
materiais podem ser previstas conhecendo-
se as forças interatômicas que mantêm os 
átomos unidos. 
Forças e energia de ligação 
Forças interatômicas: 
1) Força atrativa (FA) 
2) Força repulsiva (FR) 
- Quanto mais próximos os átomos maior a 
força atrativa entre eles, mas maior ainda são as 
forças repulsivas devido a sobreposição das 
camadas mais internas. 
Atrações e repulsões entre dois átomos em aproximação 
A FA entre os átomos mantém os mesmos unidos e são 
responsáveis pelas ligações químicas. 
Essas forças ocorrem devido à atração Coulombiana 
entre as diferentes espécies de íons de cargas opostas, 
criadas nas ligações químicas. 
A FR entre os elétrons de dois átomos, quando 
estão suficientemente próximos, é responsável, 
em conjunto com as forças de atração, pela 
posição de equilíbrio dos átomos na ligação 
química (distância interatômica). 
A distância interatômica é a distância de 
equilíbrio onde as FA e FR são iguais. 
COMPRIMENTO DE LIGAÇÃO 
É a distância entre os centros de dois átomos 
unidos por uma ligação química: 
 
a) F-F = 0,064 nm + 0,064 nm = 0,128 nm 
b) H-H = 0,037 nm + 0,037 nm = 0,074 nm 
c) H-F = 0,037 nm + 0,064 nm = 0,101 nm 
 
Forças e energias de ligação 
- A distância entre 2 átomos é determinada pelo 
balanço das forças atrativas e repulsivas. 
 
- Quando a soma das forças atrativas e repulsivas 
é zero, os átomos estão na chamada distância de 
equilíbrio. 
FORÇA DE LIGAÇÃO 
 
É a soma das forças atrativas e repulsivas 
entre os átomos. 
1 - os dois átomos estão afastados um do outro. 
2 - a esta distância internuclear, há atração entre os dois átomos. 
3 - neste ponto considera-se que está estabelecida a ligação covalente. 
As atrações são mais fortes que as repulsões . 
4 - se os átomos se aproximarem ainda mais, as repulsões entre os 
núcleos começam a ser maiores que as atrações elétrons-núcleos, 
aumentando a instabilidade da molécula e a sua energia. 
Dependendo do caráter eletropositivo ou 
eletronegativo dos átomos envolvidos, três tipos 
de ligações químicas primárias podem ser 
formadas: 
Em todos os tipos de ligação química as forças de 
ligação são essencialmente eletrostáticas (ou de 
Coulomb). 
 
Ligações químicas 
Charles Augustin Coulomb (1785) 
Ligação iônica 
-Transferência de elétrons entre elemento 
eletropositivo (metal) e eletronegativo (não 
metal). 
 
 - Formação de íons de cargas opostas (força 
eletrostática). 
 
- Resulta da atração eletrostática entre cátions e 
ânions. 
Ligação iônica 
Exemplo: Formação de cloreto de sódio. 
Formação de cloreto de sódio. 
Retículo cristalino 
- As forças atrativas eletrostáticas entre os 
átomos é não-direcional → os átomos num 
material iônico arranjam-se de forma que todos 
os íons positivos têm como vizinho mais próximo 
íons negativos. 
A estrutura cristalina de um sólido é o resultado da 
forma ordenada com se encontram os átomos num 
composto iônico ou molecular. Por outro lado, 
estruturas amorfas são formadas por arranjos atômicos 
aleatórios, sem simetria ou ordenação. 
Estrutura cristalina e amorfa 
A ligação iônica e os sólidos iônicos 
Os íons se ordenam, regularmente, dando lugar a 
unidades que repetem nas três direções do espaço, dando 
lugar a uma estrutura cristalina (célula unitária). 
TiO2 NaCl 
Estrutura cristalina 
A estrutura interna dos cristais 
A estrutura interna dos cristais 
A estrutura interna dos cristais A estrutura interna dos cristais 
1) Sistema cúbico, ou isométrico 2) Sistema tetragonal 
3) Hexagonal 
4) Hexagonal compacta 
5) Romboédrico, 
A estrutura interna dos cristais 
6) Monoclínico 
7) Triclínico 
8) Ortorrômbico 
A ligação iônica e os sólidos iônicos 
É a energia requerida para separar um mol de um 
composto sólido iônico em íons gasosos (U ou H > 0) ou a 
energia liberada por mol de íons gasosos quando eles se 
unem e formam um mol do sólido (U ou H < 0). 
Energia de rede ou reticular ou 
de coesão ou de estabilidade (U) 
Na rede cristalina  maior o ânion, menor é a energia de rede 
ou de estabilidade. 
A energia de rede aumenta quando: 
Estrutura de Lewis 
Gilbert N. Lewis em 1916 inventou uma forma 
der mostrar os elétrons de valência. 
- São sólidos nas condições ambiente; 
- Apresentam altos pontos de fusão e 
ebulição; 
- São condutores de eletricidade quando 
fundidos ou dissolvidos em água; 
- A maioria dos compostos são solúveis 
em água. 
Propriedades dos compostos iônicos 
Propriedades dos compostos iônicos 
Segundo Gilbert Newton Lewis, 1916, na 
formação de compostos pouco polares ou apolares 
dois átomos com tendências parecidas de ganhar 
elétrons se mantêm ligados pelo 
compartilhamento de um par de elétrons, de 
modo que cada átomo complete seu grupo de oito 
elétrons na camada mais externa. 
Ligação covalente 
Postulados de Lewis de 1916 
1) Em todos os átomos existe um núcleo positivo 
que permanece inalterado durante as 
transformações químicas; 
2) O átomo é composto de um núcleo e camadas, 
que, no caso do átomo neutro, contêm um númerode elétrons negativos igual ao número de cargas 
positivas no núcleo. O número de elétrons na 
camada mais externa pode variar entre 0 e 8 
durante as transformações químicas; 
3) O átomo tende a exibir um número par de 
elétrons nas camadas e especialmente exibir oito 
elétrons, que são normalmente arranjados 
simetricamente nos oito vértices de um cubo; 
4) As camadas de dois átomos são mutuamente 
interpenetráveis; 
 
5) Elétrons podem ordinariamente ocupar outras posições 
na camada mais externa com menos de oito elétrons de um 
átomo. 
 
6) As forças elétricas entre partículas subatômicas que 
estão muito próximas não obedecem às leis da 
eletrostática. 
Postulados de Lewis de 1916 
Ligação covalente 
A ligação covalente entre átomos ocorre quando dois 
átomos eletronegativos se aproximam. 
Nesse caso os átomos compartilham elétrons para 
atingir a configuração eletrônica de gás nobre. 
Atração recíproca dos dois núcleos pelos elétrons 
Valência de um átomo é o número máximo de 
ligações químicas que ele pode efetuar. 
 
A valência de um átomo é igual ao número de 
elétrons usado na formação de ligações químicas. 
 
Uma ligação covalente envolve o 
compartilhamento de um par de elétrons de 
valência de dois átomos. 
VALÊNCIA 
Teoria da ligação de valência (TLV) 
 
Dois átomos que possuem um orbital com 
um elétron desemparelhado, aproximam-se 
até que ocorra uma sobreposição, ou 
interpenetração, destes orbitais. 
Ligação covalente 
- Orbitais atômicos semipreenchidos sobrepõem-
se para formar ligações; 
- O n° total de elétrons não é maior que 2; 
Linus Pauling 
TLV 
Distância internuclear e energia 
Orbitais s e p 
1) Ligações sigma (σ): São aquelas que os orbitais 
atômicos interpenetram no mesmo eixo. 
a) H – H: 
b) (σ) σ (s-s); 
 
 
Ligação covalente 
b) H – Cl: σ (s-p); 
c) Cl – Cl: σ (p-p); 
2) Ligação dupla (ligação pi - ) 
 O2  O = O 
 
Ligação covalente 
3) Ligação tripla 
N2  N ≡ N 
Ligação covalente 
Ressonância 
 Os elétrons envolvidos em estruturas de 
ressonância são ditos deslocalizados. Apenas os 
elétrons mudam de posição na molécula. 
Ressonância 
Molécula do gás ozônio 
Fórmula 
estrutural 
Fórmula 
molecular 
Fórmula de Lewis 
Exercícios 
Mostrar se há ressonância na estrutura do: 
a) Dióxido de carbono 
b) Monóxido de carbono 
c) Trióxido de enxofre 
d) Carbonato 
e) Nitrito 
f) Nitrato 
g) Acetato 
 
1) Conte os elétrons de valência; 
Estrutura de Lewis - Espécies poliatômicas 
2) Escreva os arranjos mais prováveis; 
3) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados; 
4) Complete o octeto (ou o dublete, no caso do H) colocando os 
pares de elétrons remanescentes de cada átomo. Se não 
existirem pares de elétrons suficientes, forme ligações múltiplas; 
5) Represente cada par de elétrons ligados por uma linha. 
Verifique se cada átomo tem um o octeto ou um dublete. 
Representa o número de elétrons que um átomo 
ganharia ou perderia na formação de uma ligação 
covalente pura com outros átomos. 
Carga formal (CF) 
A carga de um átomo, em uma molécula ou íon, é calculada 
assumindo um igual compartilhamento dos elétrons de 
ligação. 
O valor da carga formal é utilizado para definir a fórmula 
estrutural mais estável de uma molécula. 
CF= EV – [EPI + ½(EPL) 
CF= Carga Formal 
EV= Número de elétrons de valência 
EPI= Número de elétrons contidos nos pares isolados 
EPL= Númerode elétrons contidos nos pares de ligação 
Carga formal (CF) 
Ou 
CF = Diferença entre o número de elétrons de 
valência e o número de elétrons representados nas 
estrutura de Lewis. 
 
 
Carga formal (CF) 
A estrutura mais estável tem: 
• a carga formal mais baixa em cada átomo; 
• a carga formal mais negativa nos átomos 
mais eletronegativos. 
Considere: 
 
Para o C: 
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela 
periódica). 
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-
ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela 
estrutura de Lewis. 
• Carga formal: 4 - 5 = -1. 
 
 
Para o N: 
• Existem 5 elétrons de valência. 
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 
da ligação tripla. 
Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. 
• Carga formal = 5 - 5 = 0. 
Escrevemos: 
1) Íon nitrônio (NO2
+) 
Qual estrutura é mais estável? 
a) Satisfaça o octeto usando ligações múltiplas 
b) Determine a carga formal 
Calculando a CF para CNO- 
Qual estrutura é mais estável? 
Calculando a CF para o (SO4)
2- 
Qual estrutura é mais estável? 
Calculando a CF para o (PO4)
3- 
 A estrutura b é a mais provável, pois apresenta menor 
CF para os átomos. 
Qual estrutura é mais estável? 
Qual estrutura é mais estável? 
Qual estrutura é mais estável? 
Exceções à regra do octeto 
Octeto incompleto BF3 
Camada de valência expandida 
Camada de valência expandida 
Camada de valência expandida 
Geometria de alguns íons 
A ligação metálica ocorre entre átomos de um mesmo 
metal ou entre átomos de metais diferentes (ligas). 
LIGAÇÃO METÁLICA 
MODELO: 
Íons positivos num mar de elétrons móveis 
Retículo de esferas rígidas (cátions) mantidos coesos 
por elétrons que podem se mover livremente – 
elétrons livres (“mar de elétrons”). 
Elétrons mais externos se encontram muito longe do 
núcleo. 
Os metais possuem baixa energia de ionização – 
tornam-se cátions facilmente. 
A força de coesão seria resultante da atração entre os 
cátions no reticulado e a nuvem eletrônica. 
Ligas metálicas 
 
- Amálgama dental: Hg + Ag + Sn 
- Bronze: Cu + Sn; 
- Aço inoxidável: C + Fe + Cr + Ni 
- Ouro 18 quilates: Au + Cu + Ag 
- Latão : Cu + Zn 
 
Caráter da ligação química 
Quando a diferença de eletronegatividade, entre os 
átomos ligantes, for ≥ 1,7 a ligação iônica. 
Polaridade das ligações covalentes 
1- Apolar: é aquela que não constitui dipolo elétrico 
(momento dipolar,  = zero). As eletronegatividades 
dos átomos ligados são iguais ou muito próximas. 
H2; F2 ; O2 ; N2 ; Cl2. 
 
 Cl Cl 
Orbitais moleculares: 
2) Polar: Formada pela ligação entre átomos 
de eletronegatividade diferentes. A molécula 
com extremidades com cargas é uma 
molécula com dipolo e que possui um 
momento de dipolo (). Ex. HCl; HF. 
 
 
Polaridade das ligações covalentes 
Ligação covalente polar 
Escala de eletronegatividade de 
Pauling 
Valores para alguns elementos: 
F= 4,0; O= 3,5; N= 3,0; Cl = 3,0; 
Br= 2,96; I= 2,66; S = 2,58; 
C= 2,5; H = 2,1; P = 2,1; 
Na= 0,8; Fr = 0,7. 
É o arranjo tridimensional dos átomos numa molécula, que 
é determinado pela orientação relativa das suas ligações 
covalentes. Esta estrutura é mantida quer a substância seja 
sólida, líquida ou gasosa. 
É um parâmetro fundamental para a previsão da 
polaridade da molécula; 
Permite inferir sobre o tipo e intensidade das interações 
intermoleculares e como tal prever as propriedades físicas e 
químicas dos compostos. 
Geometria molecular 
Geometria molecular 
Teoria da repulsão eletrônica dos pares de 
elétrons da camada de valência 
Prediz a geometria de uma molécula com base na 
repulsão eletrostática entre pares de elétrons 
(ligantes e não ligantes). 
Depende: 
- Disposição espacial dos núcleos dos átomos. 
- Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou 
pares livres nos átomos.Previsão da geometria molecular 
Repulsão por pares de elétrons de 
valência RPEV 
Geometria molecular 
1) Molécula formada por 2 átomos: 
- Geometria linear. 
Ex: HBr, HCl, H2, N2 ,O2. 
Geometria molecular 
2) Molécula formada por 3 átomos: 
a) Geometria linear - Se o átomo central não 
apresentar par de elétrons livre. 
Ex: CO2,CS2, 
N2O, HCN. 
 
Geometria molecular 
b) Geometria angular. Se o átomo central possuir 
par de elétrons emparelhados disponíveis. 
Ex: H2O (ângulo de 104,5
º). 
Ex: H2S; SO2; NOCl 
3) Molécula formada por 4 átomos 
a) Trigonal plana: Átomo central não possuir 
elétrons livres. SO3; CH2O; COCl2; NO2Cl. 
Geometria molecular 
Geometria molecular 
b) Piramidal ou pirâmide trigonal: Átomo central 
possuir elétrons livres. Ex: NH3; NCl3; Pl3; SOCl2. 
Ângulo: 1070. 
NH3 
Geometria molecular 
4) Molécula formada por 5 átomos 
Geometria tetraédrica independente dos átomos 
envolvidos. Ex: CH4; CHCl3; SiCl4; POCl3. 
CH4 
Geometria molecular 
5) Molécula formada por 6 átomos: Bipirâmide trigonal ou 
bipirâmide triangular. PCl5; PI5. 
 
6) Molécula formada por 7 átomos: Octaédrica. Ex: SF6. 
Resumo – Ligações simples 
C, Si N, P 
O, S F, Cl, 
Br, I 
C2H6 
C2H4 
C2H2 
Geometria Macromolécula 
Dicloro metano CH2Cl2: 
- estrutura tetraédrica; 
- molécula polar. 
Geometria e polaridade das moléculas 
Metano CH4: 
- estrutura tetraédrica; 
- molécula apolar. 
Forças de ligações secundárias 
→ Forças de fraca intensidade, por exemplo: 
HCl(l) → HCl(v) EV = 16kJ, 
enquanto que: 
HCl(g) → H(g + Cl(g) Edissociação = 431 kJ; 
→ Agem quando as moléculas estão próximas; 
→ São responsáveis pelas diferenças nas 
propriedades físicas dos compostos, como ponto de 
fusão ebulição. 
Forças de ligações secundárias 
Aumento da intensidade das forças intermoleculares 
A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, 
líquido e gasoso é consequência da atracção entre 
moléculas através das ligações intermoleculares. 
Forças de ligações secundárias 
 
Forças 
de Van 
der 
Waals 
Forças 
intermoleculares 
Existem 
entre 
 
Exemplos 
Forças de dispersão 
de London 
Todos os 
tipos de 
moléculas 
Principal-
mente 
apolares 
Dipolo permanente 
(Forças de Debye) 
Moléculas 
polares 
 
HCl 
Dipolo-dipolo 
(Forças de Keesom) 
Moléculas 
polares 
HCl ; 
CH3CH2OH 
A mais fraca de todas as forças intermoleculares. 
• Também chamadas de forças dipolo induzido-dipolo 
induzido. 
• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons 
da molécula adjacente (ou átomo). 
• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam 
distorcidas. 
• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado 
dipolo instantâneo). 
 
1) Forças de dispersão de London 
 
 
1) Forças de dispersão de London 
 
A nuvem eletrônica distribui-se de uma forma 
esférica à volta do núcleo. 
O movimento do elétron, provoca num determinado 
instante um dipolo instantâneo. 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
instantâneo 
+ - 
 
1) Forças de dispersão de London 
 
+ - 
A B 
Dipolo 
instantâneo 
Molécula 
apolar 
+ - 
A 
- + 
Dipolo 
induzido 
Esta polarização é induzida resultando as forças 
de atração entre as moléculas. 
 
1) Forças de dispersão de London 
 Dependem: 
- do número de elétrons; 
- do tamanho da molécula; 
- da forma da molécula. 
 
 
À medida que o raio atômico aumenta (aumento 
do nº de elétrons) as forças de dispersão de 
London são mais fortes. 
 
1) Forças de dispersão de London 
 
Composto Massa molecular (U) PE (Kelvin) 
F2 38 85,1 
Cl2 71 238,6 
Br2 159,8 332,0 
I2 253,8 457,6 
He 4,0 4,6 
Ne 20,2 27,3 
Ar 39,9 87,5 
Kr 83,8 120,9 
Xe 131,3 166,1 
São responsáveis pela atração existente entre 
moléculas polares. São forças de natureza elétrica 
de natureza média. 
 
2) Forças dipolo-dipolo ou dipolo permanente 
(Forças de Keesom) 
 
Qual das molécula é mais polar? 
C
H3C
H3C
O -+ C
H3C
H3C
O -+ C
H3C
H3C
O -+
+ - + 
- 
- 
+ 
+ 
+ 
+ 
- 
- 
- 
Forças atrativas dipolo-dipolo 
Ex: Butanona 
+ 
- 
3) Ligação de Hidrogênio 
Caso especial de forças dipolo-dipolo. 
• Os pontos de ebulição de compostos com 
ligações H-F, H-O e H-N são altos, indicando que 
as interações intermoleculares são elevadas. 
Ligação de Hidrogênio 
 São atrações eletrostáticas entre os íons, 
sendo bem organizado no estado sólido. Uma 
grande quantidade de energia térmica é necessária 
para quebrar a estrutura organizada do sólido e 
levá-la para a estrutura líquida. Sais orgânicos, por 
exemplo, apresentam elevados PF e PE. 
 Exemplo: Acetato de sódio (CH3CO2Na), PF = 
324ºC, PE = Decomposição antes da evaporação. 
4) Força Íon-Íon