aula ligações químicas, geometria molecular e teoria das ligações - parte 1

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Ligações Químicas
Capítulos 2 e 3 - Princípios de Química Atkins
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Disciplina: LOQ4031 - Química Geral I
Baseado no trabalho de Lewis cujas previsões foram
desenvolvidas em 1916, antes que a estrutura atômica dos
átomos fosse totalmente desenvolvida.
1) Ligações iônicas e Ligações covalentes
Modelo de ligação química
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Ligação iônica
Resulta da atração eletrostática de íons de cargas opostas
A energia requerida para a formação de ligações iônicas é
fornecido, em sua maior parte, pela atração coulômbica entre
os íons de cargas opostas.
O modelo iônico é uma boa descrição para a ligação entre não-
metais e metais.
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Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔH°f = - 410,9 kJ
Um sólido iônico (sólido cristalino) é um conjunto de cátions e ânions empacotados em
um arranjo regular. 
Ligação iônica
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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.
Ligação iônica
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Estabilidade para os composto iônicos: atração entre os íons de cargas opostas.
Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com que eles
formem um arranjo reticular ou rede.
Exemplo: formação do NaCl (s)
• Levando em conta a formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir de Na(g) e Cl(g):
endotérmica.
• Por que ocorre a formação de NaCl(s)?
• A energia liberada pela atração entre íons de cargas contrárias mais do que
compensa a natureza endotérmica das energias de ionização e afinidade
eletrônica, tornando a formação de compostos iônicos um processo
exotérmico.
Ligação iônica
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Energia de Rede – Ciclo de Born-Haber
• Objetivo de analisar os fatores que contribuem para a estabilidade dos 
compostos iônicos
Lei de Hess:
• Estabelece que se uma reação for executada em uma série de etapas,
o H para a reação será a soma das variações de entalpia para as
etapas individuais.
Ligação iônica
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Ciclo de Born-Haber para 
a formação do NaCl(s):
A entalpia de formação de
NaCl(s) a partir do sódio e
cloro elementar é igual à
soma das energias de
várias etapas individuais
(Lei de Hess).
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Energia de Rede ou Reticular
• É a energia requerida para separar completamente um mol de um composto
sólido iônico em íons gasosos.
• Se relaciona diretamente à estabilidade de um sólido; da atração entre 
cátions e ânions em um cristal; não pode ser obtida experimentalmente.
• Energia para romper a estrutura do NaCl: 
• NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) H = +788 kJ/mol (endotérmica)
• A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é 
exotérmica:
• Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) H = -788 kJ/mol (exotérmica)
Ligação iônica
Interação entre íons: ponto de partida dado pela energia potencial de 
Coulomb
Que pode ser estendido para um arranjo tridimensional de íons com 
cargas diferentes
V = -A x Iz1z2l NA e
2/4πɛ0d
A = constante de Madelung
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V = (z1e) x( z2e)/4πɛ0r12
Ligação iônica
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• A energia de rede aumenta à medida que a distância entre os íons diminui
Ligação iônica
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Configuração eletrônica dos íons
Cátion: remova os elétrons mais externos na ordem np, ns e (n-1)d
In [Kr]4d105s25p1
In+ [Kr]4d105s2
In3+ [Kr]4d10
Ânion: adicione elétrons até atingir a configuração do próximo gás nobre
N [He]2s22p3
N3- [He]2s22p6
Ligação iônica
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Os símbolos de Lewis
Ligação iônica
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Ligação covalente
Os elementos não-metálicos
possuem energia de ionização
muito altas: não formam
cátions monoatômicos
Lewis propôs:
Os elementos não-metálicos
formam ligações covalentes
entre si pelo compartilhamento
de elétrons.
Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos
elementos
• O número de ligações covalentes que um átomo formará pode ser previsto
contando-se o número de elétrons que faltam para atingir uma configuração
eletrônica estável
• 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
Ligação covalente
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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
Ligação covalente
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• Neste tipo de ligação covalente o par eletrônico é trazido apenas por um dos 
átomos da ligação.
• Costuma ser representada por uma seta que vai do átomo doador para o 
átomo receptor do par eletrônico, também obedecendo à regra do octeto.
• Exemplos: CO, SO2, HNO3
Ligação covalente coordenada
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Lewis e Estruturas de ressonância
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• Quanto menor for a carga formal para uma estrutura maior será sua
contribuição para o híbrido de ressonância
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Carga Formal