Ligações Químicas

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Ligações Químicas e suas Propriedades 
 
Distribuição Eletrônica 
Elétrons de Valência: 
São aqueles que se localizam na camada mais externa 
de um átomo sendo os principais responsáveis pelas 
PROPRIEDADES do elemento e as ligações químicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Regra do Octeto: A configuração em octeto, que 
circundam alguns determinados átomos, é 
considerada como a configuração mais estável. 
→ Octeto completo confere especial estabilidade aos 
gases nobres, elementos do grupo : Ne (2s2 , 2p6); 
Ar (3s2 , 3p6); Kr (4s2 , 4p6); 
→ A química de muitos elementos é governada pela 
tendência que o elemento possui de assumir a 
configuração eletrônica de um gás nobre durante 
formação de ligação química. 
Ligação entre átomos resulta em espécie mais 
estável que cada um dos átomos isoladamente. 
Algumas Exceções: O átomo de boro forma 
compostos compostos estáveis somente com seis 
elétrons elétrons na camada de valência. (Alguns 
Elementos de terceiro período em diante podem 
exceder a regra). 
Ligação Iônica 
A ligação iônica ocorre devido a transferência de 
elétrons entre átomos. Átomos que tem poucos 
elétrons na última camada doam elétrons para átomos 
nos quais faltam apenas poucos elétrons para 
completar a última camada. 
 
 
Para os elementos do grupo principal, o 
número de elétrons de valência é igual ao 
número do grupo a que pertence o 
elemento. A semelhança do 
comportamento químico de elementos 
do mesmo grupo acontece porque eles 
apresentam a mesma configuração de 
elétrons de valência. 
 
Característica dos compostos Iônicos: 
→ São sódilos nas CNTP’s; 
→ Possuem elevados P.E. e P.E.; 
→ São solúveis em água; 
→ Conduzem eletricidade quando fundidos ou em 
solução aquosa, devido a presença de íons livres. 
Ligação Covalente 
Uma ligação covalente se caracteriza pelo 
compartilhamento dos elétrons de valência entre os 
átomos que participam da ligação. 
→ Ligação química entre átomos de afinidade 
eletrônica assemelhada. 
→ Quando os átomos envolvidos na ligação 
compartilham um ou mais pares de elétrons. 
→ Compostos Moleculares são aqueles que 
apresentam ligações covalentes entre seus átomos. 
 
Representação de Lewis: modo simplificado de indicar 
uma ligação covalente em uma molécula. Dois pontos 
entre dois átomos indicam uma ligação covalente. 
 
Ligações Múltiplas: Dois átomos podem compartilhar 
mais de um par de elétrons entre si para atingirem a 
estabilidade. Uma ligação com dois pares 
compartilhados é denominado ligação dupla, e com 
três pares, ligação tripla. 
Ligação Covalente “Normal:” Cada átomo ligado 
contribui com elétron do par compartilhado 
Ligação Covalente Coordenada: Ambos os elétrons 
do par compartilhado são provenientes de apenas um 
dos átomos. 
 
 
 
Observação: 
→ “Normal” e “Coordenada” são apenas termos 
convenientes para indicar a origem dos elétrons do 
par compartilhado. 
Características dos compostos moleculares: 
→ Podem ser Sólidos, Líquidos ou Gasosos nas 
CNTP’s; 
→ Em comparação aos compostos iônicos, 
apresentam baixos P.F. e P.E.; 
→ Maioria dos compostos moleculares são solúveis 
em solventes orgânicos; 
→ São maus condutores de eletricidade, mas alguns 
podem conduzir quando em meio aquoso (ionização). 
 
 
As quatro ligações são idênticas em 
toas as propriedades medidas! 
Ligação Metálica 
As ligações metálicas são formadas por 
aglomerados de átomos neutros e cátions, cátions, 
que estão circundados por uma “nuvem” “nuvem” ou 
“mar” de elétrons”, elétrons”, que funciona como a 
ligação metálica que mantém os átomos do metal 
unidos, e é caracterizada normalmente por um 
subnível eletrônico d que participa da movimentação 
eletrônica no metal. 
 
→ Arranjo ordenado de cátions cercados por um 
“mar de elétrons livres” que apresentam movimento 
browniano. 
Representação de Lewis 
→ Os elétrons de valência são desenhados como 
pontos em torno do símbolo do elemento; 
→ Distribui-se uma um em torno do símbolo do 
elemento. Acima de 4 elétrons – emparelhados. 
A estrutura de Lewis em um composto iônico 
consiste na combinação entre as estruturas de Lewis 
dos íons individuais. 
Exepmlo: Estrutura de Lewis para o NaCl e Na2O 
 
Note que isto não significa que no cloreto de sódio 
cada Na+ é ligado a apenas um Cl-. A notação 
simplesmente mostra que a proporção no composto 
entre íons é 1 : 1. 
Propriedades das Ligações 
Químicas 
Ordem de ligação: É o número de pares de elétrons 
da ligação que são compartilhados por dois átomos 
em uma molécula. 
Comprimento da Ligação: É a distância entre os 
núcleos de dois átomos ligados e são determinados 
principalmente pelo tamanho dos átomos. 
 
Energia de Ligação: A energia de dissociação de uma 
ligação é a variação de entalpia na reação de quebra 
da ligação na molécula com os reagentes e os 
produtos na fase gasosa, em condições padrão. 
Distribuição de Cargas ou Carga Formal (CF): A 
distribuição de cargas é muito importante na 
determinação do modo como uma molécula irá reagir. 
 
 
Exemplo: 
 
Como? 
 
 
Polaridade da Ligação e Eletronegatividade = Carga 
Parcial: Quando dois átomos diferentes formarem 
uma ligação covalente, o par de elétrons será 
desigualmente compartilhado. O resultado é uma 
ligação covalente polar, uma ligação na qual os dois 
átomos têm cargas residuais parciais. 
 
Princípio da Eletroneutralidade: Combinação de carga 
formal com a polaridade das ligações: De acordo com 
este princípio, os elétrons em uma molécula estão 
distribuídos de tal modo que as cargas nos átomos 
fiquem mais próximas de zero. 
 
Neste caso o Boro tem carga forma = -1, mas e 
os átomos de Fluor têm carga formal = 0 , Isto não 
é lógico ! 
Boro x = 2,0 
Flúor x = 4,0 
Porém, neste caso a carga está espalhada por toda a 
molécula. 
Ressonância 
Algumas vezes não é possível representar um 
composto por uma única estrutura de Lewis. 
 
A representação de ambas as estruturas pode ser 
uma solução válida, porém evidências experimentais 
mostram que as ligações entre os oxigênios são 
equivalentes 
Uma ligação dupla (O=O) é tipicamente mais forte 
e mais curta (121 pm) que uma ligação simples (O–O) 
entre os mesmos átomos (132 pm). No O3 ambas as 
ligações possuem a mesma força e, portanto, o 
mesmo comprimento (128 pm). 
Como as estruturas I e II nos levam a esperar uma 
ligação mais curta que a outra, nenhuma serve para 
representar a estrutura de Lewis do ozônio. 
A estrutura da molécula de ozônio é, na realidade, 
um híbrido de ressonância das estruturas I e II e não 
pode ser representado satisfatóriamente por uma 
simples estrutura por uma simples estrutura de Lewis. 
Cada ligação oxigênio – oxigênio não é simples nem 
dupla, mas intermediária entre essas. 
 
Ligações Iônicas x Covalentes 
O conceito de polaridade de ligação ajuda a 
descrever o compartilhamento de elétrons entre os 
átomos. 
 
 
Ligação covalente apolar: quando dois átomos com 
mesma eletronegatividade (ou eletronegatividades 
muito próximas) formam uma ligação covalente 
APOLAR. Os elétrons são compartilhados igualmente 
por eles. 
Ex: H–H , F–F, O–O, C–H, etc. 
 
 
Ligação covalente polar: quando dois átomos de 
eletronegatividade diferentes formam uma ligação 
covalente POLAR A ligação entre os átomos tem 
uma extremidade positiva e uma extremidade 
negativa (molécula dipolar). 
Ex: H–F, O–H, N–H, C–O, C–Cl, etc. 
 
Momento Dipolo na Ligação 
As diferenças de eletronegatividade entre as 
moléculas podem constituir dipolos devido à 
distribuição não uniforme dos elétrons em torno dos 
átomos. No momento de dipolo um dos átomos tem 
carga parcial positiva (δ+) E o outro (mais 
eletronegativo) uma carga parcial negativa (δ-). Uma 
seta indica o sentido da polarização da ligação. 
A intensidade do dipolo de uma ligação é dada pelo 
momento de dipolo elétrico (µ). 
→ µ (mi) é uma medida de magnitude das cargas 
parciais. Sua unidadeé o debye (D). 
 
 
 
 
Polaridade de uma Molécula 
Sendo o momento de dipolo uma grandeza vetorial ( 
), a polaridade da molécula é a soma vetorial dos 
momentos de dipolo de todas as ligações. 
→ Se a resultante da soma vetorial for nula, a 
molécula é apolar. Os átomos atraem o par eletrônico 
compartilhado com a mesma intensidade. 
Ex: H2, Cl2, F2, O2, N2, CH4, PH3, BH3 
Exemplos: 
 
→ Se a resultante da soma vetorial não for nula, a 
molécula é polar. O átomo de maior intensidade atrai 
o par eletrônico compartilhado com átomo de maior 
intensidade atrai o par eletrônico compartilhado com 
maior intensidade. 
Ex: HCl, H2O, HF, NH3. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quanto mais polar uma ligação, maior seu 
momento de dipolo.