3 Ligações

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Disciplina- Química Geral
Profª Maria Luiza
Ligações Químicas:
Ligação iônica
As substâncias químicas são formadas por átomos de elementos 
químicos unidos por ligações químicas. 
Como as ligações se formam?
Explicam várias propriedades de
compostos e materiais
- Condutividade
- Dureza
- Ponto de fusão e ebulição
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante 
tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados.
As ligações químicas formam-se para aumentar a estabilidade 
dos átomos
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Como reconhecer o aumento de estabilidade?
O aumento de estabilidade de um processo é
seguido por uma liberação de energia. Um
processo é dito energeticamente favorável
quando vem acompanhado por uma liberação de
energia (∆H<0)
Ligação iônica
M é um metal
Energia de ionização baixa
M é um não-
metal
Valor de afinidade eletrônica
negativo
Elétrons são transferidos de um átomo para outro dando
origem a íons de carga contrária que se atraem.
M(g) M+(g) + e-
X(g) + e- X-(g) 
O processo pode ser representado por:
Ligação iônica
M(g) + X(g) M+(g) + X-(g) [M+X-](g)
Par iônico Definição
Ligação iônica
Na+
Estruturas de Lewis para compostos iônicos
Estrutura de Lewis 
para o íon sódio
Estrutura de Lewis 
para o cloro Cl●
●
●●
● ●
1s2 2s2 2p6 3s0
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6●
●
-
Na+ Cl●
●
●●
● ●
●
●
-
Ligação iônica
Como determinar a fórmula iônica?
A fórmula correta de um composto iônico deve apresentar o menor
número possível de cátions e ânions, de maneira que forme um
conjunto eletricamente neutro.
[C]
x+
[A] 
y-
cátion ânion
∑ das cargas = zero
CyAx
y x
y . (x+) = xy
x . (y-) = -xy
xy + (-xy) = 0
Metal Não-metal
elétron
Etapa Processo H, kJ.mol-1
1 Na  Na+ + e- + 495 (energia 
absorvida)
2 Cl + e-  Cl- - 348 (energia 
liberada)
Ligação iônica e energia
Não é espontâneo!!!
Etapa Processo H, kJ. mol-1
1 Na  Na+ + e- + 495 (energia 
absorvida)
2 Cl + e-  Cl- -348 (energia 
liberada)
3 Na+ + Cl-  Na+Cl-
(formação do par iônico)
-449 (energia 
liberada)
A conversão de um mol de Na e Cl em um mol de pares
iônicos NaCl é energeticamente favorável.
Energia líquida= -302 kJ.mol-1
Ligação iônica e energia
Etapa Processo H, kJ.mol-1
1 Na(s)  Na(g) + 108 (energia 
absorvida)
2 1/2Cl2(g)  Cl(g) +121 (energia 
absorvida)
3 Na(g)  Na+(g) + e- +495 (energia 
absorvida)
4 e- + Cl(g)  Cl-(g) -348 (energia 
liberada)
5 Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) -787 (energia 
liberada)
Total Na(s) + 1/2Cl2(g)  NaCl(s)
-441 (energia líquida 
liberada)
Formação de um composto iônico sólido
∆H para formação do NaCl(s): Um ciclo de Born-Haber
H1 + H2 + H3 + H4 + H5 = Htotal
H5 = -787 kJ/mol (energia de rede ou reticular)
Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) 
Htotal = - 441 kJ/mol
 Na(s) Na(g) 108 kJ/mol
 1/2 Cl2(g) Cl(g) 121 kJ/mol
 Na(g) Na+(g) + e- 495 kJ/mol
 Cl(g) + e- Cl-(g)
-348 kJ/mol
 Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)
H = ?
Questão
 Considere os dados termodinâmicos abaixo e calcule,
usando o ciclo de Born-Haber, o valor de ΔEret para o
cloreto de prata (AgCl) a 298 K.
ΔHof (AgCl) = -127 kJ/mol
ΔHosub (Ag) = +285 kJ/mol
Edis (Cl2) = +240 kJ/mol
ΔHPI (Ag) = +731 kJ/mol
ΔHAE (Cl) = -349 kJ/mol
Sabendo que o ΔEret para o sal AgBr é igual a -981
kJ/mol, diga qual composto iônico forma o retículo mais
estável, AgCl ou AgBr?
Dissolução de compostos iônicos
Quebra de forças íon-íon e
formação de forças íon-
dipolo.
Dissolução de um sólido em água .Exemplo: NaCl em água
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Profª Maria Luiza
Ligações Químicas:
Ligação Covalente
Ocorre quando os dois átomos têm a mesma tendência
de ganhar elétrons. Os elétrons ficam compartilhados
entre os átomos para que ambos possam atingir o
octeto, ou o dueto no caso no hidrogênio.
LIGAÇÃO COVALENTE
17
Repulsão
Atração
Energia
Potencial
(kJ/mol)
Distância intermolecular (nm)
- 458
0
0,074
Distância onde a energia potencial é igual a -458 kJ/mol 
(distância de ligação ou comprimento de ligação)
Energia necessária para romper um mol da ligação H-H (entre os átomos de 
hidrogênio), ou seja, é a energia de dissociação da ligação de H2.
2
ef
r
)(e)(Z
 Força
Em geral a eletronegatividade cresce com o aumento do número de
elétrons na camada de valência e com diminuição do tamanho do
raio atômico.
Definição: tendência relativa mostrada por um átomo na ligação em
atrair o par de elétrons
ELETRONEGATIVIDADE
Eletronegatividade ≠ Afinidade eletrônica
Ligação covalente não-polar (apolar)
Ligação formada entre dois átomos com
eletronegatividades iguais
Ligação covalente polar
Ligação formada entre dois átomos com
eletronegatividades diferentes
Ligação covalente 
não-polar ou 
apolar
Ligação 
covalente polar
Diferença de
Eletronegatividade
Tipo de
Ligação
Grau de Caráter
Covalente
Grau de Caráter
Iônico
Zero
Grande
Covalente
Apolar
Covalente
Polar
Iônica
Aplicação da teoria VSEPR
É o método para determinação da orientação mais estável dos
pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa
molécula, determinando assim a geometria da molécula.
Exemplos: Tricloreto de arsênio 
(AsCl3) e tetrafluoreto de enxofre 
(SF4)
Método VESPER- Repulsão entre os pares 
eletrônicos da camada de valência
Efeito dos elétrons não ligantes e as múltiplas ligações nos ângulos de ligação
Pares de 
Elétrons
Geometria do 
Par de Elétron
Pares 
Ligantes
Pares não 
Ligantes
Geometria 
Molecular
Exemplo
Linear
Trigonal planar
Angular
Linear
Trigonal planar
2 pares
3 pares
2 0
3 0
12
BF3
CO2
NO2
-
Geometria molecular
Pares de 
Elétrons
Geometria do 
Par de Elétron
Pares 
Ligantes
Pares não 
Ligantes
Geometria 
Molecular
Exemplo
4 pares
4 0
3 1
22
Tetraédrica
Trigonal piramidal
Angular
Tetraédrica
CH4
NH3
H2O
Geometria molecular
Pares de 
Elétrons
Geometria do 
Par de Elétron
Pares 
Ligantes
Pares não 
Ligantes
Geometria 
Molecular
Exemplo
5 pares
5 0
4 1
23
Bipiramidal trigonal
Bipiramidal trigonal
Gangorra
Forma em T
Linear
2 3
PCl5
SF4
ClF3
XeF2
Geometria molecular- Exceção à Regra do 
Octeto
Pares de 
Elétrons
Geometria do 
Par de Elétron
Pares 
Ligantes
Pares não 
Ligantes
Geometria 
Molecular
Exemplo
6 pares
6 0
5 1
24
Octaédrica
Octaédrica
Piramidal de base 
quadrada
Quadrado planar
BrF5
SF6
XeF4
Geometria molecular- Exceção à Regra do 
Octeto
Existem alguns íons poliatômicos e moléculas que não obedecem a
regra do octeto. A estabilidade do composto é conseguida mesmo
os átomos constituintes não tendo 8 elétrons na camada de
valência (regra do octeto).
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Exemplo: PCl5, BF3, etc...
Expansão da camada de valência, uso de orbitais 
disponíveis para a ligação que até então estavam vazios
H Cl
Polar
H
H
H
N
Polar
H
H
H
Cl
C
Polar
Cl
Cl
Cl
Cl
C
Não polar
Polaridade das moléculas
São forças que mantêm as moléculas unidas, explicando
as propriedades macroscópicas das substâncias, sendo
também responsáveis pela existência dos 3 estados
físicos da matéria.
Forças ou ligações intermoleculares
Interações fracas 
que mantêm as 
moléculas 
polares unidas.
Interações Dipolo-Dipolo
Ex: HCl
Forças ou ligações intermoleculares
Ligações de Hidrogênio
ÁTOMO DE HIDROGÊNIO 
LIGADO A ELEMENTOS 
FORTEMENTE 
ELETRONEGATIVOS
F, O, N
Ex: H2O
Forças ou ligações intermoleculares
Forças ou ligações intermoleculares
Interações de Van der Waals (ou London) ou 
forças de dispersão de London
Interações muito fracas que mantêm as moléculas 
apolares unidas.
Exemplo  H2, F2, Cl2, O2, CO2, CCl4, etc.