Ligacoes Quimicas

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LigaLiga ççõesões QuQuíímicasmicas
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TermodinâmicaTermodinâmica
Profa. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs
DAQBI
lorainejacobs@utfpr.edu.br
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
� Modelo quântico de um átomo de sódio.
� O sódio tem 11 elétrons distribuídos nos seguintes níveis de energia: 
� um orbital s - dois elétrons
� um orbital s - dois elétrons e três orbitais p (dois elétrons cada)
� um orbital s - um elétron
LIGALIGA ÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Como funcionam os átomos, por Craig C. Freudenrich, Ph.D. - traduzido por HowStuffWorks Brasil http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm
� Modelo Quântico � Estrutura Geral do Átomo.
LIGALIGA ÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
� Através da estrutura eletrônica de 
camadas dos átomos explicam-se as 
propriedades periódicas.
� A energia e a forma dos orbitais 
explicam, em última análise, a reação 
química, a reatividade química e a 
forma como novas substâncias são 
formadas.
� Na química moderna, fazemos sempre 
a relação entre as propriedades 
químicas de uma certa substância com 
a estrutura geométrica e eletrônica de 
suas moléculas.
LIGALIGA ÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
� Forma-se entre dois átomos, quando o arranjo 
resultante da interação entre o núcleo e seus 
elétrons apresenta uma energia mais baixa do que 
a energia total dos átomos separados. 
OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABI LIDADE. 
LIGALIGA ÇÇÃO QUÃO QUÍÍMICAMICA
Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núc leos é de 74 pm
� É a interação de dois átomos (ou grupos de 
átomos), está intimamente ligada ao rearranjo da 
estrutura eletrônica, ou melhor, dos elétrons dos 
átomos dentro de uma nova molécula. 
� O potencial de ionização (ou Energia de 
Ionização) e a afinidade eletrônica são duas 
propriedades periódicas que podem nos auxiliar 
a compreendermos a natureza da ligação 
química
LIGALIGA ÇÇÃO QUÃO QUÍÍMICAMICA
Cadernos Temáticos de Química Nova. Ligações químicas N°4 – Maio 2001
� Potencial de ionização é a energia requerida 
para retirar um elétron do átomo (PI) 
� Afinidade eletrônica é a energia liberada 
quando um átomo recebe um elétron (AE)
LIGALIGA ÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Cadernos Temáticos de Química Nova. Ligações químicas N°4 – Maio 2001
� Langmuir: Gases nobres � Baixa Reatividade
São átomos considerados estáveis e que apresentam 
a sua camada de valência completa com oito 
elétrons.
� Regra do Octeto : Os átomos buscam a 
estabilidade com oito elétrons na camada de 
valência. 
Na+ [:Cl:]-. .
. .
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
� Diagrama de Linus Pauling
DISTRIBUIDISTRIBUIÇÇÃO ÃO 
ELETRÔNICAELETRÔNICA
1. Liga ções Iônicas
� Normalmente reação química entre metais alcalinos 
(Li, Na, K) e halogênios (F, Cl) leva a formação de 
sais que, se dissolvidos em solução aquosa, 
conduzem eletricidade. Esta é uma evidência de 
que os sais são formados por íons.
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
� No modelo de ligação química denominado 
ligações iônicas, as forças eletrostáticas 
atraem as partículas com cargas elétricas 
opostas. 
Formação do C átion: Ocorre quando um átomo perde elétron. 
Na (g) Na+(g) + 1e-
Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron. 
Cl (g) + 1e- Cl-(g)
Na + (g) + Cl - (g) NaCl(s)
Formação de um sólido a partir de seus íons.
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
A regra do octeto é um guia 
para previsões sobre as 
ligações qu ímicas
e estequiometria. 
Geralmente as ligações iônicas ocorrem pela 
ligação de um METAL (formam o octeto pela 
perda de um elétron) e os NÃO-METAIS
(formam o octeto pela ganho de um elétron). 
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
� Metais :
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
Esquerda Tabela
Energia de Ionização
Tendência a 
PERDER Elétrons
formando CÁTIONS
Energia de Ionização
� Metais :
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
Direita Tabela
Tendência a 
GANHAR Elétrons
formando ÂNIONS
Os metais formam cátions :
- Monovalentes : Na+ perdem 1 e-
- Bivalentes : Ca2+ perdem 2 e-
- Trivalentes : Al3+ perdem 3 e-
- Tetravalentes : Pb4+ perdem 4 e-
- Pentavalentes : Bi5+ perdem 5 e-
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
Os não -metais formam ânions :
- Com cinco elétrons : N recebem 3 e-
- Com seis elétrons : O recebem 2 e-
- Com sete elétrons : F recebe 1 e-
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
IMPORTANTE : alguns metais, quando perdem 
elétrons, originam cátions que não seguem a regra 
do octeto. Isso ocorre com os metais de transição. 
Um exemplo importante é o que ocorre com o ferro 
(Fe), que na natureza é encontrado formando 
compostos com carga 2+ e 3+.
� Propriedades dos compostos iônicos
�Sólidos em condições ambientes (25oC; 1atm);
�Elevadas temperaturas de fusão e ebulição;
�Conduzem eletricidade quando dissolvidos em 
água ou quando fundidos;
� São duros e quebradiços, formando faces planas 
quando submetidos à impacto. 
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
� Fórmulas Químicas
�Molecular: Indica quantidade de elementos
que formam a molécula.
�Eletrônica (Estrutura de Lewis): Além da
quantidade de elementos, indica os elétrons
da camada de valência e a formação dos 
pares eletrônicos. 
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
Valência: É a capacidade de combinação dos 
átomos. Geralmente os elétrons da camada 
mais externa são os responsáveis pela 
formação da ligação ou pela combinação com 
outros átomos. 
Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Camada de Valência
Cl (Z = 17): 1s 2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Camada de Valência
Representação de Lewis:
Na * Cl ●●●
●
●●
●
Na+ [:Cl:]-. .
. .
LIGALIGA ÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
Fórmula Molecular:
NaCl
2. Ligações Covalentes
� Neste modelo de ligação química dois átomos 
têm a mesma tendência de ganhar ou perder 
elétrons. Os elétrons ficam compartilhados entre 
os dois átomos.
O compartilhamento dos elétrons ocorre 
principalmente entre não metais, ou entre um não 
metal e um semi-metal, ou seja átomos que 
necessitam receber elétrons. 
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
� Dois átomos de eletronegatividade elevada e, 
geralmente próxima, se unem para 
compartilhar seus elétrons. 
�Em termos da termodinâmica, o 
potencial de ionização e a afinidade 
eletrônica estão relacionados ao 
potencial químico e à dureza do 
sistema.
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
� Fórmulas Químicas
�Molecular: Indica quantidade de elementos
que formam a molécula.
�Eletrônica (Estrutura de Lewis): Além da
quantidade de elementos, indica os elétrons
da camada de valência e a formação dos 
pares eletrônicos. 
�Estrutural plana(Estrutura de Couper):
Mostra a ligação entre os elementos, 
sendo cada par de elétrons entre dois
átomos representado por um traço.
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
IMPORTANTE : assim como nas ligações iônicas 
alguns compostos não apresentam oito elétrons 
em torno de um átomo da molécula. Exemplos: 
Ligação Covalente Coordenada ou Dativa : Este tipo de 
ligação ocorre quando um par de elétrons não ligante é
doado por um átomo, formando uma ligação covalente 
dativa.
Todas as ligações N – H do íon amônio são idênticas 
em todas as suas propriedades mensuráveis.
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
N
H
HH * *
*
+ +
+
_
_ _* *
H +
Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH 4+
H (Z = 1) – 1s1
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3
- O átomo de N é o átomo central. 
1 elétron de valência 
5 elétrons de valência 
N
H
HH * *
*
+ +
+
_
_ _* *
N
H
HH * *
*
+ +
+
_
_ _* *
H +
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
�Diferente dos compostos iônicos, podem ser 
encontrados nos 3 estados físicos em
condições ambiente (25oC; 1atm);
�Temperatura de fusão e ebulição inferiores
aos compostos iônicos. 
�Quando puras não conduzem corrente
elétrica.
�Podem formar macromoléculas quando
possuemgrande número de átomos ligados. 
Estas macromoléculas apresentam alto 
ponto de fusão e ebulição .
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
� ALOTROPIA : o mesmo elemento químico pode
formar duas ou mais substâncias simples 
diferentes � Variedades Alotrópicas. 
� Podem variar quanto à quantidade de átomos ou
quanto à estrutura cristalina. 
LIGALIGA ÇÇÕES COVALENTESÕES COVALENTES
3. Ligações Metálicas
� Os metais são materiais formados por apenas 
um elemento e apresentam uma estrutura 
geométrica bem definida.
LIGALIGA ÇÇÕES METÕES METÁÁLICASLICAS
LIGALIGA ÇÇÕES METÕES METÁÁLICASLICAS
� Os átomos dos metais se unem originando os 
denominados retículos cristalinos
Maleabilidade
Ductibilidade
� Condutores de Corrente Elétrica Calor
PROPRIEDADESPROPRIEDADES
� Formação de Ligas Metálicas . 
�Materiais com propriedades metálicas formados 
por dois ou mais elementos sendo pelo menos 
um dele metal.
�Características diferentes dos metais puros -
produzidas industrialmente.
LIGALIGA ÇÇÕES METÕES METÁÁLICASLICAS
� Ligas Metálicas . 
LIGALIGA ÇÇÕES METÕES METÁÁLICASLICAS
� Ligas Metálicas . 
LIGALIGA ÇÇÕES METÕES METÁÁLICASLICAS
�Nas ligações puramente iônicas, não h á
compartilhamento . 
�Nas ligações covalentes, pares de elétrons são 
compartilhados entre dois átomos. 
�Nas ligações metálicas, uma parte dos 
elétrons é compartilhada por todos os 
átomos do cristal ou da peça. 
LIGALIGA ÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICAS MICAS 
PRIMPRIMÁÁRIAS RIAS 
Propriedades das Propriedades das 
LigaLiga çções ões 
QuQuíímicasmicas
Geometria Geometria 
MolecularMolecular
�Nuvem eletrônica � representada por 
ligação simples, dupla, tripla ou par de 
elétrons.
Geometria Molecular
Geometria Molecular
�H2O
Angular: 104,5°
�NH3
Pirâmide Trigonal : 107,3°
. . . . . . 
O O O
:O: :O : :O: :O: :O: :O :
Molécula de Ozônio O 3 
RESSONÂNCIA RESSONÂNCIA 
Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito 
de eletronegatividade.
* Com base na definição de eletronegatividade foi 
possível desenvolver uma regra para determinar se 
uma ligação química apresenta um caráter iônico ou 
covalente. 
POLARIDADE DAS POLARIDADE DAS 
LIGALIGA ÇÇÕESÕES
- Ligações Iônicas
- Ligações Covalentes
a- Ligações Covalentes Polares
b- Ligações Covalentes Apolares
a) Polaridade das Moléculas Diatômicas:
POLARIDADE DAS POLARIDADE DAS 
LIGALIGA ÇÇÕESÕES
� Momento dipolar (µ), ou dipolo elétrico: 
representada por um vetor orientado no sentido 
do elemento menos eletronegativo para o 
elemento mais eletronegativo. Assim, o vetor é
orientado do pólo positivo para o pólo negativo. 
POLARIDADE DAS POLARIDADE DAS 
LIGALIGA ÇÇÕESÕES
Moléculas Polares: µr ≠ 0 Moléculas Apolares: µr = 0
- Para se determinar µr deve-se considerar dois 
fatores
a)Eletronegatividade
a)Geometria da Molécula
•Determinada pelo vetor de momento dipolar 
resultante ( µµµµr).
POLARIDADE DAS POLARIDADE DAS 
MOLMOLÉÉCULASCULAS
Ligação Iônica – Átomos diferentes ligados. Diferença de 
eletronegatividade superior a 1,7.
Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1. 
Ligação Covalente Polar – Átomos diferentes ligados. 
Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7.
Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9. 
Ligação Covalente Apolar – Átomos iguais ligados. 
Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero). 
Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero). 
a) ELETRONEGATIVIDADEa) ELETRONEGATIVIDADE
�A polaridade das moléculas poliatômicas dependem 
da Geometria da Molécula e do Número de 
elétrons Isolados na Molécula .
cis-dicloro-eteno
Molécula Polar µ ≠ 0
trans-dicloro-eteno
Molécula Apolar µ = 0
b) GEOMETRIAb) GEOMETRIA
Polaridade de moléculas
InteraIntera çções ões 
QuQuíímicasmicas
LigaLiga ççõesões SecundSecund ááriasrias
� Uma interação química significa que as 
moléculas se atraem ou se repelem entre si, sem 
que ocorra a quebra ou formação de novas 
ligações químicas.
� Estas interações são frequentemente chamadas 
de interações não covalentes ou interações 
intermoleculares.
INTERAINTERAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
� PODEM SER:
� Interações iônicas 
� Forças Moleculares (intermoleculares)
�Forças de dispersão
�Forças Dipolo-Dipolo
�Ligações de hidrogênio
LIGALIGA ÇÇÕES SECUNDÕES SECUNDÁÁRIAS RIAS 
� Como exemplo podemos citar os compostos :
[Na]+Cl- (cloreto de sódio)
[CH3CO2]-Na+ (acetato de sódio)
INTERAINTERAÇÇÕES IÔNICASÕES IÔNICAS
DISPERSÃO
�Van der Waals ou dipolo instantâneo – dipolo induzido
�Substâncias Apolares – Estado líquido
�10 vezes mais fracas que dipolo-dipolo
FORFORÇÇAS MOLECULARESAS MOLECULARES
DIPOLO-DIPOLO
Lado positivo da molécula atrai o lado negativo da molécula
vizinha.
FORFORÇÇAS MOLECULARESAS MOLECULARES
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
�Pontes de hidrogênio – Somente em estado Líquido e Gasoso
�Hidrogênio ligado a elementos eletronegativos
�F; N e O
FORFORÇÇAS MOLECULARESAS MOLECULARES
ForFor ççasas
IntermolecularesIntermoleculares
vs
PropriedadesPropriedades QuQuíímicasmicas
TEMPERATURA DE FUSÃO E TEMPERATURA DE FUSÃO E 
EBULIEBULI ÇÇÃOÃO
�Quanto maior a atração intermolecular, 
maior a temperatura de fusão e ebulição.
�O tamanho das moléculas também influencia na TE 
e TF.
OU SEJA
Em moléculas de tamanhos semelhantes: Quanto 
maior a interação maior TF e TE
Em moléculas com o mesmo tipo de interação : 
Quanto maior a molécula maior TF e TE
TEMPERATURA DE FUSÃO E TEMPERATURA DE FUSÃO E 
EBULIEBULI ÇÇÃOÃO
� Ligação de Hidrogênio: HF- H2O - NH3
� Ligação Dipolo Dipolo: HCl – HBr – HI
� Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F2, Cl2, 
Br2, I2
POLARIDADE E SOLUBILIDADEPOLARIDADE E SOLUBILIDADE
Substâncias Polares tendem a se dissolver em
Solventes Polares
Substâncias Apolares tendem a se dissolver em
Solventes Apolares