ligação química

Prévia do material em texto

Ligações Químicas 
É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos 
entre si, dando origem a moléculas ou sólidos iônicos. 
Ligações Químicas 
 
Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação 
são essencialmente eletrostáticas, ou seja, forças entre 
cargas elétricas. 
 Tipos de Ligação Química interatômica 
Ligação iônica 
Ligação covalente 
Ligação metálica 
“Somente os elétrons da camada de valência estão 
comprometidos em uma ligação química.” 
Estrutura Eletrônica de Lewis 
A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico, 
rodeado por um número de pontos ou x, correspondentes ao número de 
elétrons de sua camada de valência. 
Ligação Iônica 
“ Em geral, os átomos reagem, ganhando, perdendo ou compartilhando 
elétron(s), afim de atingir a configuração de gás nobre de número 
atômico mais próximo.” 
As ligações iônicas formam-se quando um elemento com baixa energia de 
ionização cede um elétron (formando um íon cátion) a um elemento com 
elevada afinidade eletrônica (formando um ânion). 
M+(g) + X
-
(g) [M
+X-](g) Força eletrostática 
Estruturas de Lewis 
CaCl2 
Al2O3 
Ba3N2 
NaF 
Ca+2 2[ Cl ] - 
Ca Cl 
Cl 
 
 Representação de um sólido iônico 
Energias envolvidas na formação da ligação 
iônica 
• Perda de elétrons processo endotérmico 
• Ganho de elétron processo exotérmico 
Ex. Na (g) Na 
+
(g) requer 496 
kJ/mol 
 Cl (g) Cl 
- 
(g) libera 349 kJ/mol 
Se a transferência de elétron fosse o único 
fator, o processo seria endotérmico. 
Ligação Iônica e Energia 
• A estabilidade de um composto iônico depende da interação 
de todos os íons. 
 
• Energia de rede: é a energia necessária para dissociar 
completamente um mol do composto iônico sólido em seus 
íons no estado gasoso. 
 
 NaCl (s) Na+(g) + Cl
- (g) H rede = + 788 kJ/mol 
 
• Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais 
iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de 
fusão. 
 
• Esta energia não pode ser medida diretamente, mas pode 
ser obtida a partir de um ciclo de Born-Haber, que mostra 
todos os passos que contribuem para a energia total da 
reação de formação do composto iônico. 
 
Na+(g) + e
- + Cl(g) 
I1(Na) 
 Ciclo de Born-Haber 
Na(s) + 1/2 Cl2(g) 
Hof [NaCl(g)] 
Na(g) + 1/2 Cl2(g) 
+ 108 Kj 
Na(g) + Cl(g) 
+ 121 Kj 
Na+(g) + e
- + Cl(g) 
I1(Na) Na+(g) + Cl
-
(g) 
-411 Kj 
 Na+Cl-(g) 
- - - - - - - - - - - - - - - - - 
+495 Kj -348 Kj 
-787 Kj 
-411 Kj NaCl(s) 
-449 Kj 
-302 Kj 
• Ocorre entre átomos com alta eletroafinidade. 
Ligação Covalente 
Propriedades dos compostos iônicos: 
 São sólidos nas condições ambiente; 
 Apresentam altos pontos de fusão e ebulição; 
 São condutores de eletricidade quando no estado liquido 
(fundidos) ou quando dissolvidos em água; 
 A maioria dos compostos são solúveis em água. 
• Nessa ligação, os átomos possuem a tendência de 
compartilhar os elétrons de sua camada de valência. 
• Não há a formação de íons, pois as estruturas formadas 
são eletronicamente neutras. 
Estruturas de Lewis e a Ligação Covalente 
 Ocorre entre: 
Ametal x Ametal 
Hidrogênio x Hidrogênio 
Ametal x Hidrogênio 
Deve-se determinar o número total de elétrons de valência dos 
átomos participantes da ligação. 
PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência Cl P Cl 
 Cl 
Ex.: Cl2 
 
Cl = 17 (7A) 
 Cl Cl 
Ex.: O2 
O = 16 (6A) 
O O 
 H—H Cl—Cl O==O 
Fórmula estrutural 
Ex.: H2 
H = Grupo 1 (1A) 
H H 
• Par ligante: Elétrons envolvidos nas ligações. 
• Pares isolados ou não-ligantes: Elétrons não envolvidos na ligação. 
Regra do Octeto: Qualquer átomo, exceto o hidrogênio, tem tendência 
a formar ligações até ficar rodeado por oito elétrons de valência (válido 
para elementos do 2º período). 
Energia potencial de dois átomos de hidrogênio a várias 
distâncias 
Ligações Covalentes Normal X Ligações Covalentes Simples 
 Na ligação covalente simples, cada átomo ligado, contribui 
com um elétron do par compartilhado. 
 Na ligação Covalente Coordenada, os elétrons 
compartilhados provém de um único átomo que já estabeleceu 
a configuração de um gás nobre. 
S O O 
Ligação coordenada 
SO2 
S
 O O 
• Moléculas com um número ímpar de elétrons, nunca 
satisfazem a regra do octeto (ClO2, NO2). 
• Átomos do 3º período em diante, podem sofrer expansão da 
camada de valência (SF6, PCl5). 
• Átomos que contém poucos elétrons na camada de valência 
(BF3, BeH2) 
Regra do Octeto: Apenas um Guia 
H-Be-H 
O
O O
O
OO
 Híbrido de Ressonância 
Corresponde a molécula que não pode ser descrita por uma 
única estrutura de Lewis. 
 O3 
Ozônio 
O Ozônio possui uma forma intermediária dos 
compostos mostrados acima. 
0,128nm 
(CO3)
-2 
Eletronegatividade 
É a tendência de um átomo atrair o par de elétron em uma ligação química. 
A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de 
valência depende da carga nuclear efetiva e a distância entre os núcleos e a 
camada de valência. 
Carga nuclear efetiva = (carga nuclear – efeito de blindagem das camadas internas) 
Periodicidade e Eletronegatividade 
Nos Períodos 
Tende a crescer da esquerda para a direita devido o aumento da carga 
nuclear (Elementos representativos). 
*** Algumas irregularidades são encontradas para os elementos de 
transição, devido ao efeito de blindagem. 
 Nos grupos 
Tende a crescer de baixo para cima à medida que a camada de 
valência se torna mais próxima do núcleo e a medida que o efeito de 
blindagem diminui. 
B C N O F 
 Cl 
 
 
Periodicidade da eletronegatividade 
Elementos de 
Transição 
Elementos de 
Transição 
Ocorre quando os átomos que a geram possuem a mesma 
eletronegatividade. 
Eletronegatividade e Tipo de ligação 
• Ligação covalente apolar 
• Ligação covalente polar 
• Ligação iônica 
Ligação covalente apolar 
A distribuição das cargas na molécula é simétrica 
Ocorre quando o par de elétrons não são compartilhados 
igualmente, ou seja, envolve diferentes elementos. 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação. 
Ligação covalente polar 
 + - 
Quando a diferença de eletronegatividade entre dois 
átomos é grande, ***(maior que 1,7) a ligação é melhor 
descrita como iônica. 
A distribuição das cargas na molécula é Assimétrica 
Eletronegatividades dos elementos por Linus Pauling 
d 
A B 
μ 
+q -q 
μ = Q r (Debye) 
 C x Cm 
• B mais eletronegativo 
• A mais eletropositivo 
• Densidade eletrônica em B maior do que em A 
• Momento dipolar de A para B 
Momento Dipolar (μ) 
Carga Formal 
 É um método aproximado, utilizado na determinação das cargas 
elétricas de um átomo, caso, todos os seus elétrons fossem compartilhados 
por igual, isto é, se todas as ligações fossem não-polares. 
 Um outro método utilizado, é o número de oxidação. 
Passos: 
1º - Escrever a estrutura de Lewis para a molécula ou íon poliatômico. 
2º - Divida cada par compartilhado, atribuindo um elétron para cada átomo ligado 
pelo par. 
CF = (nº e- valência) átomo isolado – (nº e
- valência) átomo ligado 
Observação: cargas formais não representam cargas reais dos átomos. 
Exemplos: 
(CO3)
-2 
(HSO3)
- 
 
(NH4)
+ 
 
(BrO3)
- 
Geometria molecular 
É o arranjo tridimensional dos átomos numa molécula, que é determinado 
pela orientação relativa das suas ligações covalentes e pelo(s) par(es) de 
elétron(s) solitário(s) no átomo central. 
Um método simples que nos permite prever razoavelmente a geometria de 
uma molécula baseia-se na orientação mais estável dos pares eletrônicos 
ao redor de um átomo central de forma a minimizar as repulsões 
intereletrônicas (Modelo de Repulsão entre os Pares Eletrônicos da 
Camada de Valência - VSEPR). 
Permite inferirsobre o tipo e intensidade das interações intermoleculares e 
como tal prever as propriedades físicas: (temp. de fusão, de ebulição, a 
densidade) e propriedades químicas dos compostos. 
É um parâmetro fundamental para a previsão da polaridade da molécula; 
Magnitude da Repulsão Eletrônica 
Repulsão entre dois pares eletrônicos compartilhados (Menor, devido ao 
espalhamento da nuvem eletrônica além do átomo central, decorrente 
atração do outro núcleo atômico). 
Repulsão entre um par eletrônico compartilhado e um par de elétrons 
solitários (intermediária, devido ao espalhamento lateral dos pares de 
elétrons solitários). 
Repulsão entre dois pares de elétrons solitários (Maior). 
*** Quanto maior for o ângulo entre os pares eletrônicos, menor será 
a atuação de forças repulsivas. 
par ligante-par isolado par isolado-par isolado par ligante-par ligante > > 
 
XeF4 
 
Quadrado 
 planar 
2 6 
SF6, SeF6 
 
Octaédrica 
 
0 6 
 
PCl5, SbCl5 
 
 
Bipirâmide 
 trigonal 
0 5 
 
H2O, H2S, OF2 
 
Angularr 
 
~109º 2 4 
 
NH3, NF3, PH3 
 
Pirâmide 
 trigonal 
1 4 
 
CH4, CCl4, SiF4 
 
 
Tetraédrica 
0 4 
SO2, SnCl2, 
PbCl2 
Angular 1 3 
BF3, BCl3, AlCl3 Trigonal plana 0 3 
CO2, BeCl2, CS2, 
HgCl2 
Linear 0 2 
Exemplos Geometria Distribuição mais 
favorável para os 
pares de elétrons 
Pares não 
ligantes 
N.º de elétrons na 
camada de 
valência 
A
B B
B B
B
B
A
B B
B B
AB
B
B
B
B
A
A
A
B
B
A
B
B
B
A
B
B
B
B
A
120º
120º
120º
A
B B
A
B
B B
A
180º
B A B
A
Passos para a determinação da forma geométrica 
2- Esquematize a estrutura de Lewis, definindo o átomo central, que 
geralmente é o menos eletronegativo; 
1- Contar o número total de elétrons de valência 
3- Determinar o número total de elétrons dos átomos periféricos, 
considerando que têm a sua camada de valência completamente 
preenchida. 
4- Calcula-se o número de elétrons solitários pertencentes ao átomo 
central, através da diferença entre o número total de elétrons de 
valência presentes na molécula (1) e o número de elétrons nos 
átomos periféricos (3). 
5- Use o Modelo de Repulsão dos pares Eletrônicos da Camada de 
Valência. 
N.º de pares de 
elétrons na 
camada de 
valência 
Pares não 
ligantes 
Distribuição mais 
favorável para os 
pares de elétrons 
 
Geometria Exemplos 
8 3 Linear 
 
 
I3
-, XeF2 
7 2 Em forma de T ClF3, 
6 1 Gangorra SF4, XeO2F2;IF4
+ 
7 1 Pirâmide Tetragonal BrF5, XeOF4 
A Polaridade das moléculas 
• Moléculas diatômicas: 
 
• 1- Com átomos do mesmo elemento são apolares (Centro das cargas 
positivas = Centro das cargas negativas) 
• 2- Com átomos de diferentes elementos são polares (Centro das 
cargas positivas ≠ Centro das cargas negativas) . 
 
 
H H H Cl 
μ = 0 Vetor Resultante 
 μ ≠ 0 
1- Polaridade das ligações 
2- Geometria molecular 
 
Moléculas Poliatômicas 
A polaridade depende de dois fatores: 
C 
H 
H 
H 
H 
N 
H H 
H 
Ligação polar 
Geometria Apolar 
Ligação polar 
 Geometria Polar 
Método Alternativo: Se o nº de pares eletrônicos ao redor do átomo central 
(incluindo os ligantes) for igual ao nº de átomos iguais ligados ao átomo central 
= Molécula Apolar. 
Energias de Ligação 
• Energia de Ligação é a energia necessária para romper uma ligação 
específica numa molécula. 
Energia de Ligação Energia média de Ligação 
Quebra de ligação: processo onde há absorção de energia ( H > 0) 
Formação de ligação: processo onde há liberação de energia ( H < 0) 
As energias de ligação podem ser usadas para calcular os calores de reação 
quando reagentes e produtos são moléculas diatômicas. 
• Energia Média de Ligação é obtida através da média das medidas de 
energias de ligação feitas com compostos diferentes que contêm a 
ligação em questão. 
Energias médias de ligação simples 
Exemplo: 
Estime o valor de H para a seguinte reação: 
 
 CH3CH2OH + H2 CH3COH 
 
Dados: 
C-H = 416 C-O = 343 H-H = 432 C-C = 342 O-H = 463 C=O = 799 
Teoria da ligação de valência (TLV) 
Dois átomos aproximam-se um do outro até que as suas 
orbitais coalescem. 
Orbital 1s 
atômico 
Orbital 1s 
atômico 
Ligação 
sigma) 
Ligação (sigma). 
Ocorre através da coalescência frontal de dois orbitais s ou px (considerando 
a aproximação dos dois átomos ao longo do eixo x), com a formação de uma 
nuvem eletrônica de simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear. 
Orbital 2px 
atómica 
Orbital 2px 
atómica 
Ligação sigma) 
Ligação p (pi) 
Ocorre através da coalescência lateral de dois orbitais py ou de dois pz, 
com a formação de dois lóbulos. A nuvem eletrônica se encontra 
concentrada acima e abaixo do plano dos núcleos dos átomos envolvidos 
na ligação. 
 
Orbital 2p 
atómica 
Orbital 2p 
atómica 
Ligação 
pi) 
Hibridação de Orbitais 
Uma ligação sigma é mais forte do que uma pi, em virtude da 
coalescência frontal ser superior à coalescência lateral – critério da 
coalescência máxima. 
O somatório das ligações sigma e pi que se estabelecem entre dois 
átomos, chama-se multiplicidade da ligação. 
Hibridação sp3 
6C - 1s
2 2s2 2px
1 2py
1 2pz
0 
Um orbital s e três orbitais p, produzem uma hibridação sp3 
hibridação 
s p sp3 
 Hibridação sp3 - Metano 
Hibridação sp2 – (ligação dupla) 
Uma orbital s e duas orbitais p, produzem a hibridação sp2 
hibridação 
s p sp2 p 
Três orbitais sp2 + orbital p 
Vista de lado Vista de topo 
Hibridação sp2 –Eteno (ligação dupla) 
A coalescência lado a lado da ligação pi impede a rotação da ligação C-C. 
Hibridação sp 
Uma orbital s e um orbital p, produzem a hibridação sp 
hibridação 
s p sp p 
A ligação tripla entre os dois átomos de carbono é formada por 
uma ligação sigma e duas pi, conferindo uma multiplicidade três. 
Hibridação sp –Etino (ligação tripla) 
 Hibridação sp no átomo de Be, Ex: BeCl2 
2s 
2s 
2p 
2p 
sp2 
Hibridação sp2 no átomo de B; Ex: BF3 
2s 
2s 
2p 
2p 
sp 
2p 
2p 
 Hibridação de orbitais s, p e d no átomo de enxofre; Ex: SF6 
2s 2p 2d 
2s 2p 2d 
sp3d2 2d 
Exercícios: 
1-Preveja se cada uma das seguintes moléculas possui momento dipolar 
ou se, pelo contrario são apolares: a) IBr b) BF3 c) CH2Cl2 d) SO2 
2- Determine o estado de hibridação do átomo central (sublinhado) de 
cada uma das seguintes moléculas: a) HgCl2 b) AlI3 c) PF3 
Números de oxidação 
É a carga que resulta, quando os elétrons na ligação covalente, estão deslocados 
no sentido do átomo mais eletronegativo. Não corresponde às cargas reais nos 
átomos exceto no caso de substâncias iônicas. 
Regras para atribuir Números de oxidação 
Flúor = -1 
Oxigênio 
-2 = Quase sempre. 
+2 = OF2 e +1 = O2F2 
-1 = Nos peróxidos (O-O) = O2
-2 
-1/2 = Nos superóxidos (O-O) = O2
-1 
Hidrogênio 
+1= Quase sempre. 
-1 = Nos hidretos metálicos 
Elementos do grupo I = +1 
Elementos do grupo II = +2 
Elementos do grupo III = usualmente exibem o Nox +3 
Fe, Co, Ni = +2 e +3 
Pb, Sn, Pd, Pt = +2 e +4 
Hg e Cu = +1e +2 
Au = +1e +3 
O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é zero; Ex: Na, N2. 
 
Em compostos com diferentes elementos, o elemento com maior eletronegatividade é 
atribuída carga negativa igual à sua carga em compostos iônicos do elemento; 
 
O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é zero; Ex: Na, N2. 
 
A soma dos números de oxidação é igual a zero para um composto eletricamente 
neutro e numa espécie iônica é igual à do íon. 
 
O número de oxidação do íon monoatômico é o mesmo que a sua carga. 
Exemplos: Determine os Números de oxidação dos elementos sublinhados: 
 HCl NaHCO3 Fe
+2 Na2O2 (NO3)
- Pb3O4 S8 (Cr2O7)
-2 CaH2 Mg(ClO4)2 
 
Ligação Metálica 
MAR DE ELÉTRONS 
 A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, entre átomos de alta 
eletropositividade. 
Segundo essa teoria,alguns átomos do metal "perdem" ou 
"soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons 
ficam "passeando" entre os átomos dos metais e 
funcionam como uma "cola" que os mantém unidos. Existe 
uma força de atração entre os elétrons livres que 
movimentam-se pelo metal e os cátions fixos 
(atração eletrostática). 
 
Teoria da nuvem eletrônica 
A possibilidade de melhor condutividade térmica depende da presença de 
elétrons livres no cristal. 
Propriedades dos Metais 
Brilho metálico característico; 
Resistência a tração; 
Condutibilidade elétrica e térmica elevadas; 
Alta densidade; 
Ponto de fusão e ponto de ebulição elevado. 
Ligações Intermoleculares 
 Genericamente podemos dizer que são responsáveis pela 
possibilidade de liquefação e solidificação das moléculas. 
 
 Agem somente quando as moléculas estão muito próximas – 
são rompidas muito rapidamente com a distância. 
 
 
Tipos de Ligações 
Forças de 
Van der Waals 
Atração íon x íon 
Atração íon x dipolo 
Atração íon x 
dipolo induzido 
Dipolo permanente x 
Dipolo permanente 
Forças de London 
Ligação Hidrogênio 
Dipolo permanente x 
Dipolo induzido 
Dipolo instantâneo x 
Dipolo induzido 
Energias típicas das forças interiônicas e intermoleculares 
Tipo de interação Energia típica 
kJ/mol 
Espécies 
Íon – íon 250 Íons 
Íon – dipolo 15 Íons e moléculas 
polares 
Dipolo - dipolo 2 Moléculas polares 
Dipolo – dipolo 
induzido 
2 Pelo menos uma 
molécula polar 
London (dispersão) 
Induzido-induzido 
2 Todos os tipos de 
moléculas 
Ligação 
Hidrogênio 
20 H ligado com FON 
Aumento da intensidade das forças intermoleculares 
A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso é 
consequência da atração entre moléculas através das ligações 
intermoleculares 
Forças intermoleculares mais fortes 
 
Maior ponto de fusão e ebulição 
 
Interação íon x íon 
Conduzem a corrente elétrica em solução aquosa ou fundidos. 
Não conduzem a corrente elétrica no estado sólido. 
 
Formam sólidos iônicos duros e quebradiços com elevados 
pontos de ebulição. 
Interação íon x dipolo permanente 
H 
H 
O 
+ 
-
2 
+ 
Na+ 
Interação íon x dipolo induzido 
Mg+2 Cl 
+ 
- 
Cl 
Formação 
de 
polos 
Interação dipolo permanente x dipolo permanente 
Cl H H Cl 
+ - + - 
• As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas 
polares ( R 0 ). 
Interação dipolo permanente x dipolo induzido 
Dipolo 1 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
induzido 
+ - + + - - 
Dipolo 1 
O movimento do elétron, provoca num determinado instante um dipolo 
instantâneo. 
• Diminui com a complexidade da molécula. 
• A interação depende da polarizabilidade da molécula ou átomo 
apolar: quanto maior o átomo ou molécula mais forte as interações 
pois a nuvem eletrônica é mais facilmente deformável. 
 Íons com elevado potencial iônico também 
 contribuem para o aumento. 
 
• Aumenta com o tamanho do átomo ou molécula. 
Ligação Hidrogênio 
É uma ligação dipolo x dipolo de caráter mais acentuado, logo, faz-se 
necessário, uma maior energia para rompê-la. 
As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e 
eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H. 
O H fica razoavelmente livre de elétrons, funcionando quase como 
um próton. 
O próton interage com um par de elétrons isolados de outro átomo. 
Ligação Hidrogênio 
O 
H H 
H 
H 
H 
H 
O 
O 
+ 
- 
+ + 
+ 
+ 
+ 
- 
- 
Por que o ponto de ebulição da água é maior que a do fluoreto 
de hidrogênio (HF), já que, o F é mais eletronegativo ???? 
Ligação Hidrogênio Intramolecular diminuição da reatividade. 
O 
Cl 
H 
orto 
meta 
para 
Ponto de ebulição 
Orto clorofenol = 175 ºC 
Meta clorofenol = 214 ºC 
Para clorofenol = 217 ºC 
? 
Forças de London 
• Agem em todos os tipos de moléculas – polares ou apolares. 
• Moléculas apolares possuem apenas este tipo de ligação. 
• É provocada pelo movimento heterogêneo de elétrons, “formação de 
dipolo instantâneo”. 
• Devido a atração ser extremamente fraca, as moléculas que possuem 
estas forças são mais voláteis, ou facilmente sublimáveis. 
Forças de London 
+ - + - - 
A B A B 
Dipolo 
instantâneo 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
induzido 
+ 
• A ligação de London depende : 
 - do número de elétrons; 
 - do tamanho da molécula; 
 - da forma da molécula. 
 9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I 
 À medida que o raio atômico aumenta (aumento do nº de elétrons) as 
forças de dispersão de London são mais fortes, daí que, à temperatura 
ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido. 
Forma das moléculas e intensidade das forças 
de dispersão de London 
As forças Intermoleculares 
E
n
e
rg
ia
 d
e
 l
ig
a
ç
ã
o
 Íon - Íon 
Íon - dipolo 
Dipolo - dipolo 
Dipolo permanente – dipolo induzido-
dipolo 
Dipolo instantâneo - dipolo induzido 
Bom estudo !!!!!!