AULA 2 - LIGAÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICA

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
São as ligações que se estabelecem entre a união de dois 
átomos.
Existem três tipos de ligações químicas:
A ligação covalente (partilha de eletróns)
A ligação metálica (mar de eletróns livres)
A ligação iónica (cedência/captação de eletróns)
Símbolos de Lewis
• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos 
elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos
ao redor do símbolo do elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por
pontos desemparelhados. 
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um 
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6. 
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 
elétrons de valência (4 pares de elétrons).
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto  Boro
(B) se torna estável em ligações quando atinge 6 elétrons
de valência. 
A regra do octeto
LIGAÇÕES IÔNICAS
Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas
 Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos
de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os
átomos do outro elemento tenham tendência a receber
elétrons.
 Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois
ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de
metais.
 Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam
quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são
os átomos dos ametais.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Na Cl
Na+ Cl-
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES METÁLICAS
LIGAÇÕES METÁLICAS
 Teoria do “Mar” de elétrons
 Estrutura formada por íons positivos 
e elétrons livres de valência que 
formam uma “nuvem eletrônica” 
que circula livremente entre os íons 
positivos 
LIGAÇÕES METÁLICAS
Propriedades associadas as ligações metálicas
 Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons podem se mover 
em presença de uma f.e.m. ou de um gradiente de temperatura. 
 Permitem grande deformação plástica pois as ligações são móveis ou 
seja não são rígidas como as iônicas e as covalentes
 Possuem o brilho metálico  como os elétrons são muito móveis 
trocam de nível energético com facilidade emitindo fótons
• 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.
LIGAÇÕES COVALENTES
LIGAÇÕES COVALENTES
Cl2
Cl Cl
LIGAÇÕES COVALENTES
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
LIGAÇÕES COVALENTES
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).
H H O O N N
Ex.: Mostre com estrutura de Lewis como seria a fórmula entre C e O 
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão
localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES
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 longo de um período
• ao descermos em um grupo.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES
Ligação covalente polar: Tem diferença de eletronegatividade entre os
átomos envolvidos na ligação.
 Ligação covalente apolar: Os átomos ligados têm igual eletronegatividade. 
•A extremidade positiva (ou pólo) em uma ligação polar é representada por + e o
polo negativo por -.
+ - +
-
•Quando há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos de um dipolo.
•O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do dipolo:
μ = 0 μ ≠ 0 μ ≠ 0
A geometria de uma molécula pode ser definida baseada no modelo 
de repulsão do par de elétrons no nível de valência, RPENV.
GEOMETRIA MOLECULAR
Os pares de elétrons ligantes ou não ligantes ocuparão uma região definida 
no espaço, influenciados pela repulsão entre as nuvens.
Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular:
•Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, consideramos todos os
elétrons (pares solitários e pares ligantes).
•Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos 
átomos.
GEOMETRIA MOLECULAR
•Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares 
de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares 
ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos).
GEOMETRIA MOLECULAR
Contar a ligação 
múltipla como 
um par
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos
ângulos de ligação
• No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H diminui ao
passarmos do C para o N e para o O:
• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se 
repelem tanto quanto os pares solitários.
• Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de 
pares de elétrons não-ligantes aumenta.
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
Moléculas com níveis de valência expandidos
• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de bipirâmide
trigonal) ou AB6 (octaédricos).
• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo três
pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão localizados
acima e abaixo desse plano.
• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro pares de 
elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão
localizados acima e abaixo desse plano.