Ligações químicas

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Os átomos podem estar conectados por ligações fortes e organizados em moléculas ou 
cristais. Ou podem formar ligações temporárias e fracas com outros átomos com os quais 
esbarram ou contra os quais são friccionados. Tanto as ligações fortes, que unem as moléculas, 
quanto as ligações fracas, que criam conexões temporárias, são essenciais para a química do 
nosso corpo e para a existência da própria vida. 
 Os elétrons envolvidos na ligação química são elétrons de valência, que, para a maioria 
dos átomos, são aqueles que ocupam a camada mais externa. O químico G. N. Lewis sugeriu 
uma maneira simples de mostrar os elétrons de valência em um átomo e seu comportamento 
durante a formação da ligação. 
 
O símbolo de Lewis para um elemento consiste no símbolo químico do elemento mais um 
ponto representando cada elétron de valência. Por exemplo, a distribuição eletrônica do enxofre 
[Ne]3s23p6 e, portanto, seis elétrons de valência, seu símbolo de Lewis é: 
 
 
 
 Para determinar quantos elétrons possui na camada de valência, basta saber a família 
em que o elemento se encontra na tabela periódica. Os pontos na estrutura de Lewis são 
geralmente agrupados para mostrar se estão ou não emparelhados num orbital. 
 
• A Regra do Octeto estabelece que os átomos devem possui oito elétrons em sua camada 
de valência de modo a adquirir estabilidade química. 
• A regra do octeto diz que: “átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons ate 
que estejam circundados por oito elétrons de valência.” 
• Os gases nobres (Família 8A) são os elementos da tabela periódica que possuem oito 
elétrons na camada de valência. A única exceção é o elemento Hélio que possui 2 elétrons. 
• Quando o átomo possui oito elétrons na camada de valência, ele alcança a sua estabilidade. 
Isso quer dizer que não se ligará a outros átomos, pois não apresenta tendência a ganhar 
ou perder elétrons. 
• As exceções da regra do octeto são: 
1. MOLÉCULAS EM QUE UM ÁTOMO TEM MENOS DO QUE OITO ELÉTRONS DE 
VALÊNCIA 
· Boro (grupo 3A): é um não metal e possui 3 elétrons de valência 
 
 
• As ligações iônicas são ligações formadas entre íons com cargas opostas. 
• Geralmente resultam na interação entre metais (baixa energia de ionização) e não metais 
(alta energia de ionização e alta afinidade por eletrons), exceto os gases nobres do grupo 
8A 
• Duas propriedades atômicas que indicam o quão facilmente a transferência eletrônica 
ocorre: a energia de ionização, que mostra a facilidade com que o elétron pode ser removido 
de um átomo, e a afinidade eletrônica, que mede a capacidade de um átomo de ganhar 
elétron. 
• A transferência de elétrons para formar íons com cargas opostas ocorrem quando um 
átomo cede facilmente um elétron (baixa energia de ionização) e outro átomo ganha 
facilmente um elétron (alta afinidade eletrônica). 
• Exemplo: 
 
 
 
• Substancias iônicas possuem varias propriedades características, como costumam ser 
quebradiças, ter altos pontos de fusão e cristalinas. 
 
• ENERGIA RETICULAR 
› É a energia necessária para separa completamente um mol de um composto iônico 
solido em seus íons no estado gasoso. 
› Exemplo: NaCl(s) – Na+(g) + Cl-(g) H reticular = +788 KJ/mol 
› É a medida da força da ligação iônica em um composto sólido 
› A energia depende 
1. Valor das cargas dos íons 
2. Distancia entre os íons (d) 
 
› Quanto maior a carga dos íons maior a energia do reticulo 
› Quanto menor o raio atômico maior a energia do reticulo 
› Raio atômico: F<Cl<Br<I 
 
• LEI DE COULOMB 
› As partículas opostas se atraem 
› Exemplo: Li+ + F- -> LiF 
› Quanto maior a carga, maior a força de atração 
› Quanto menor a distância, maior a força de atração 
› A soma da energia depende de três processos: 
Na + Cl Na+ + [ Cl ]- Estrutura de Lewis 
1. Ionização (energia de ionização) 
2. Adição de um elétron (afinidade eletrônica) 
3. Formação do par 
 
› A energia da terceira etapa é calculada por 
 
 Epar iônico = C . (N) . (n+e) . (n-e) 
 d 
 
sendo... 
· n+ e n- = n0 de carga positiva e negativa do íon 
· e- = carga do elétron 
· N = número de Avogadro 
· C = constante 
 
› A atração entre íons de carga oposta depende de 
1. Valor das cargas dos íons 
2. Distancia entre os íons (d) 
 
› Exemplo: Na(g) + Cl(g) -> NaCl(g) 
1. Na(g) -> Na+(g) + e- Eíon = +496 KJ/mol 
2. Cl(g) + e- -> Cl-(g) Eíon = -349 KJ/mol 
3. Na+(g) + Cl-(g) -> [Na+,Cl-](g) Eíon = -498 KJ/mol 
4. Na(g) + Cl(g) -> NaCl(g) Eíon = -351 KJ/mol