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Nota de aula _ Ligacoes Quimicas

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1 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Uma ligação química é a união entre átomos. Os químicos entendem as 
propriedades da matéria em termos dos tipos de ligações que mantém os átomos 
juntos. Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante 
de seus dois núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total 
dos átomos separados. As mudanças de energia que ocorrem quando as ligações 
são formadas, estão relacionadas com as mudanças na posição dos elétrons de 
valência dos átomos, os elétrons na camada mais externa. Podemos então, 
esperar explicar a formação da ligação em termos da estrutura eletrônica dos 
átomos. Como a estrutura eletrônica está relacionada com a localização do 
elemento na tabela Periódica, podemos esperar também sermos capazes de 
predizer o tipo de ligações que um elemento pode formar a partir de seu grupo e 
período . Existem dois tipos gerais de ligação química: iônica e covalente. 
 
3.1 Ligações iônicas. 
Uma ligação química é uma união entre átomos. Uma ligação química 
forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante de seus dois núcleos e seus 
elétrons têm energia mais baixa que a energia total dos átomos separados. Se a 
energia mais baixa pode ser atingida pela transferência completa de um ou 
mais elétrons de um átomo para outro, formam-se íons e o composto é 
mantido pela atração entre esses íons. Esta atração é chamada ligação iônica. 
Uma ligação iônica resulta, portanto, da atração eletrostática de íons com carga 
oposta. Desde que conheçamos quais íons um elemento pode formar, poderemos 
estar aptos a predizer as fórmulas dos compostos e explicar algumas de suas 
propriedades. 
 
 
 
Figura 3.1 Quando um metal forma um cátion ele perde seus elétrons de valência 
e adquire a configuração do gás nobre que o precede na tabela periódica. 
2 
 
Figura 3.2 Quando um não-metal forma um anion ele ganha elétrons até que 
adquira a configuração do gás nobre que o segue na tabela periódica. 
 
Para compreender as ligações iônicas, consideremos a reação entre um 
átomo de sódio e um átomo de cloro, cujas configurações eletrônicas do estado 
normal podem ser escritas como 
Na [Ne] 3s1 Cl [Ne] 3s2 2p5 
Se o átomo de sódio perde o elétron 3s, então a espécie resultante é o íon sódio, 
Na ( [Ne] 3s1 ) → Na+ ( [Ne] ) + e- 
Se o átomo de cloro ganha um elétron, a espécie resultante é o íon cloreto, 
Cl ([Ne] 3s2 2p5 ) + e- → Cl- ([Ar] ) 
Vemos que ambos os íons podem simultaneamente adquirir a configuração 
de um gás nobre através da transferência de um elétron do átomo de sódio para o 
átomo de cloro, 
Na ( [Ne] 3s1 ) + Cl ( [Ne] 3s2 2p5 ) → Na+ ( [Ne] ) + Cl- ( [Ar] ) 
O íon sódio e o íon cloreto têm cargas opostas, de modo que se atraem 
mutuamente. Esta força eletrostática que mantém os íons de cargas opostas 
juntos é chamada uma ligação iônica. O composto cloreto de sódio é um 
composto iônico, isto é, um composto constituído de íons. 
 
 
 
Figura 3.3 Estrutura cristalina do cloreto de sódio , NaCl. 
3 
A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os 
íons de cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e 
fazendo com que eles formem um arranjo ou rede. Uma medida da quantidade de 
energia necessária para a estabilização que se obtém quando íons de cargas 
opostas são agrupados em um sólido iônico é dada pela energia de rede. A 
energia de rede é a energia requerida para separar completamente um mol de 
um composto iônico sólido em íons gasosos. Para o NaCl este processo requer 
788 kJ.mol-1, que é o valor da energia de rede. 
NaCl(s) → Na+ 
- 
(g) Hrede = + 788 kJ.mol
-1 
 
A forte atração entre íons de carga oposta nos compostos iônicos explica suas 
propriedades típicas, tais como alto ponto de fusão, alto ponto de ebulição e 
fragilidade. É necessária uma alta temperatura para separar os íons e torná-los 
móveis na forma líquida e uma temperatura ainda mais alta para convertê-los em 
íons gasosos. Os compostos iônicos são quebradiços devido às fortes forças de 
atração e repulsão entre os íons. 
Uma forma de separar os íons de um composto iônico sem aquecê-lo é 
dissolvê-lo em água. Quando um composto iônico sólido se dissolve em água, os 
íons são separados pelas moléculas de água e dão soluções eletrolíticas, nas 
quais os íons móveis conduzem eletricidade. Alguns sólidos iônicos são insolúveis 
em água, tais como MgO e AgCl: a atração entre os cátions e anions é tão forte 
que a água não consegue separá-los. 
 
3.2 Ligações covalentes. 
 
Vimos anteriormente como os metais reagem com não-metais para formar 
compostos iônicos. Os elétrons da camada mais externa são transferidos 
completamente de um átomo para outro, um processo que resulta em atração 
eletrostática - a ligação iônica. 
Em 1916, Gilbert N. Lewis postulou outro tipo de ligação química no qual 
dois átomos partilham um par de elétrons - a ligação covalente. Lewis publicou 
seus resultados quase uma década antes do nascimento da teoria quântica, a 
qual deu à sua idéia de pares eletrônicos uma base teórica sólida. 
 
Quantas ligações covalentes um átomo pode formar? 
Quando uma ligação iônica se forma, um átomo perde elétrons e o outro 
ganha elétrons até que ambos os átomos obtenham uma configuração de gás 
nobre – um dublete para os elementos próximos ao hélio e um octeto para todos 
os outros elementos . Nas ligações covalentes, os átomos partilham elétrons até 
que obtenham uma configuração de gás nobre. Gilbert Lewis chamou isto de 
3.3 Estruturas de Lewis e Regra do Octeto 
 
Regra do Octeto. 
Cada elemento forma ligações de modo que oito elétrons ocupem sua 
camada externa. 
Portanto, a Regra do Octeto tem sua origem na estabilidade excepcional 
da configuração dos gases nobres. 
(g) + Cl 
4 
Estruturas de Lewis 
Se dois átomos de cloro partilham um par de elétrons entre si, então a 
distribuição dos elétrons de valência pode ser representada por, 
 
Cl + Cl → ClCl ou Cl Cl (Fórmula de Lewis) 
 
Note que cada átomo de cloro tem oito elétrons em sua camada externa. 
Assim, partilhando um par de elétrons, cada átomo de cloro é capaz de adquirir a 
configuração eletrônica externa de oito elétrons semelhante à do argônio. 
De acordo com a visão de Lewis, o par de elétrons partilhado é 
responsável pela união dos dois átomos de cloro, na forma de uma molécula de 
cloro . 
A ligação formada entre dois átomos por um par de elétrons 
partilhados é chamada ligação covalente. 
Na fórmula de Lewis, por convenção, se representa o par eletrônico da 
ligação por uma linha que une os dois átomos e os outros elétrons como pares de 
pontos ao redor dos átomos. Os pares de elétrons que não são partilhados entre 
os átomos são chamados pares de elétrons isolados, ou simplesmente pares 
isolados. 
Uma fórmula de Lewis representa corretamente uma ligação covalente como 
um par de elétrons partilhado entre dois átomos. 
Quando Cl2 é solidificado (ponto de congelamento, -101oC) , ele forma um 
cristal molecular , constituído de moléculas de cloro . O baixo ponto de fusão do 
cloro molecular indica que a atração entre as moléculas é relativamente fraca se 
comparada à atração entre íons em um cristal iônico (ponto de fusão do NaCl, 
800oC) . 
Uma grande utilidade das fórmulas de Lewis é que elas sugerem 
quais átomos estão realmente ligados entre si em uma molécula. 
 
Como escrever a estrutura de Lewis de espécies poliatômicas 
 
Passo 1. Conte o número total de elétrons de valência em cada átomo e 
determine o número de pares de elétrons na molécula. Conhecendo o número 
total de elétrons, dividimos por 2 para obter o número de pares de elétrons.Por 
exemplo, a molécula HCN tem 1+4+5=10 elétrons;então terá 5 pares de elétrons. 
 
Passo 2. Escreva o símbolo químico dos átomos para mostrar a sua posição na 
molécula.Podemos prever o arranjo mais provável dos átomos usando padrões 
comuns e regras . Uma boa regra é escolher como átomo central o elemento com 
a maisbaixa energia de ionização. Outra boa regra é arranjar os átomos 
simetricamente em torno do átomo central. Hidrogênios são sempre átomos 
terminais. 
 
Passo 3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados. Por 
exemplo, o HCN tem cinco pares de elétrons. Usamos dois pares para formar 
ligações entre os átomos: 
 
H : C : N ::: 
 
Neste ponto, três dos cinco pares de elétrons permanecem sem uso. 
5 
Passo 4. Complete o octeto (ou dubleto no caso do H) de cada átomo colocando 
os pares de elétrons remanescentes em torno dos átomos. Se não há pares de 
elétrons suficientes, forme ligações duplas ou triplas. Para HCN, poderíamos 
tentar colocar todos os três pares em torno do átomo de N: 
 
Entretanto, este arranjo não completa o octeto do átomo de C. Se usarmos os 
elétrons para completar o octeto do átomo de C, então não completaríamos o 
octeto do átomo de N 
 
Assim, rearranjamos os pares de elétrons para formar uma ligação tripla entre o 
carbono e o nitrogênio 
 
Passo 6. Para conferir a validade da estrutura de Lewis, verifique que cada átomo 
tenha um octeto ou dubleto. 
 
Algumas sugestões a considerar quando desenhamos estrutura de Lewis: quando 
se formam ligações múltiplas geralmente os átomos envolvidos estão entre os 
seguintes: C, N, O e S. Ligações quádruplas nunca são formadas. 
 
 
Figura 3.4 Estruturas de Lewis de oxoácidos e seus anions. 
6 
 
 
Figura 3.5 Estrutura de Lewis de compostos de C, N, O e F com o hidrogênio. 
Outros exemplos de fórmulas de Lewis: 
Cl Cl 
| | 
Cl Si Cl Cl P Cl 
| | 
Cl Cl 
 
Nos exemplos acima consideramos apenas moléculas para as quais o 
arranjo de átomos na fórmula de Lewis é baseado na locação de um único átomo 
central. Por exemplo, para a molécula de hidrazina, N2H4, não há um átomo 
central único, de modo que assumimos que os dois átomos de N devem estar 
ligados entre si. Assim escrevemos, 
 
H N N H 
| | 
H H 
 
Nem sempre é possível satisfazer a regra do octeto usando apenas 
ligações simples. Por exemplo, na molécula de etileno, C2H4, há um total de (4x1) 
+ (2x4) = 12 elétrons de valência. Usamos 10 destes elétrons para unir os 
átomos, 
 
H C C H 
| | 
H H 
 
Se usarmos apenas ligações simples, não é possível satisfazer a regra do octeto 
para cada átomo de carbono usando apenas os dois elétrons restantes. Quando 
isto ocorre, adicionamos mais uma ligação para cada 2 elétrons restantes : 
 
H C=C H 
| | 
H H 
7 
Agora a Regra do Octeto é satisfeita para cada átomo de carbono. Os dois 
átomos de carbono são unidos por dois pares de elétrons formando uma ligação 
dupla entre os átomos. 
Uma ligação dupla é mais curta e mais forte que uma ligação simples 
correspondente. 
Átomos de elementos abaixo do segundo período podem expandir suas 
camadas de valência além do octeto. Para isso, estes elementos fazem uso de 
seus orbitais nd. Exemplo, 
 
F Xe F F 
| 
F Br F F S F 
|  
F F 
 
3.4 Energia e comprimento da ligação. 
O comprimento de ligação é a distância de dois átomos ligados através 
de uma ligação covalente. Os comprimentos de ligação ajudam a determinar o 
tamanho total e a forma geométrica de uma molécula. 
As ligações múltiplas são mais curtas que as ligações simples entre os 
mesmos dois elementos porque os elétrons de ligação adicionais atraem os 
núcleos mais fortemente, conseqüentemente puxando-os para mais perto. 
O comprimento de uma ligação é aproximadamente a soma dos raios covalentes 
dos dois átomos. 
 
 
As características de uma ligação covalente formada por dois átomos são 
devidas principalmente às propriedades destes átomos e variam muito pouco com 
as identidades de outros átomos presentes na molécula. Assim, o comprimento 
de uma ligação e sua força são aproximadamente os mesmos, independente da 
molécula na qual é encontrada. 
A força de uma ligação química é medida pela sua energia de 
dissociação, ED, a energia requerida para separar dois átomos ligados: 
 
H ⎯Cl(g)→ H(g) + Cl(g) 
Uma alta energia de dissociação indica uma ligação forte porque muita 
energia teve que ser fornecida para quebrar a ligação. 
8 
Uma ligação múltipla é sem dúvida sempre muito mais forte que uma 
ligação simples porque mais elétrons unem os átomos, e uma ligação tripla é 
sempre mais forte que uma ligação dupla entre os mesmos dois átomos e uma 
ligação dupla é sempre mais forte que uma ligação simples entre os mesmos dois 
átomos. Entretanto, uma ligação dupla não é duas vezes mais forte que uma 
ligação simples entre os mesmos dois átomos. A origem destas diferenças está 
em parte nas repulsões entre os pares de elétrons em uma ligação múltipla. 
 
 
A presença de pares isolados pode também influenciar as forças de ligações. Os 
pares isolados repelem-se; e se eles estão em átomos vizinhos, esta repulsão 
pode enfraquecer a ligação. Assim, a ligação no F2 é mais fraca que no H2, que 
não tem pares isolados. 
Se os núcleos dos átomos ligados não podem manter-se muito perto do par 
que fica entre eles, por conta do seu tamanho atômico, os dois átomos estarão 
somente fracamente ligados entre si. 
 
Conclusão : 
 
A força de ligação cresce quando a multiplicidade da ligação aumenta, 
decresce quando o número de pares isolados em átomos vizinhos cresce, e 
decresce quando o raio atômico aumenta. 
 
3.5 Polaridade de ligação e Eletronegatividade 
 
A eletronegatividade é uma medida da força com que um átomo em 
uma molécula atrai os elétrons em suas ligações covalentes com outros 
átomos. Quanto maior a eletronegatividade de um átomo, maior é a atração do 
átomo pelos elétrons em suas ligações covalentes. 
A eletronegatividade é uma quantidade derivada, ou seja, não é medida 
diretamente, e várias escalas de eletronegatividade foram propostas. A escala de 
eletronegatividade mais comumente usada foi proposta na década de 30 por 
Linus Pauling. 
 
A escala de eletronegatividade de Linus Pauling é baseada nas diferenças das 
energias de ligação de uma molécula heteronuclear AB e as moléculas 
homonucleares A2 e B2: 
9 
| XA - XB | = 0,102 [ EAB - ( EA2 - EB2 )½ ] , onde 
XA e XB são as eletronegatividades dos átomos A e B, e EAB, EA2 e EB2 são as 
energias de ligação das moléculas AB, A2 e B2. O fator numérico 0,102 é 
simplesmente devido às unidades usadas . 
Para determinar as eletronegatividades de átomos individuais deve-se atribuir um 
valor específico a um átomo por convenção, e então todos os outros estarão 
relacionados a ele. Pauling escolheu o valor do elemento mais eletronegativo, 
flúor, como sendo 4,0. Somente diferenças de eletronegatividade têm significado. 
A Tabela 3.3 mostra os valores de eletronegatividades dos elementos químicos 
na escala de Pauling. 
10 
 
Tabela 3.3 . Valores de Eletronegatividade dos Elementos 
H 
2,1 
 
Li 
1,0 
Be 
1,5 
 B 
2,0 
C 
2,5 
N 
3,0 
O 
3,5 
F 
4,0 
Na 
1,0 
Mg 
1,2 
 Al 
1,5 
Si 
1,8 
P 
2,1 
S 
2,5 
Cl 
3,0 
K 
0,9 
Ca 
1,0 
Sc 
1,3 
Ti 
1,4 
V 
1,5 
Cr 
1,6 
Mn 
1,6 
Fe 
1,7 
Co 
1,7 
Ni 
1,8 
Cu 
1,8 
Zn 
1,6 
Ga 
1,7 
Ge 
1,9 
As 
2,1 
Se 
2,4 
Br 
2,8 
Rb 
0,9 
Sr 
1,0 
Y 
1,2 
Zr 
1,3 
Nb 
1,5 
Mo 
1,6 
Tc 
1,7 
Ru 
1,8 
Rh 
1,8 
Pd 
1,8 
Ag 
1,6 
Cd 
1,6 
In 
1,6 
Sn 
1,8 
Sb 
1,9 
Te 
2,1 
I 
2,5 
Cs 
0,8 
Ba 
1,0 
La 
1,1 
Hf 
1,3 
Ta 
1,4 
W 
1,5 
Re 
1,7 
Os 
1,9 
Ir 
1,9 
Pt 
1,8 
Au 
1,9 
Hg 
1,7 
Tl 
1,6 
Pb 
1,7 
Bi 
1,8 
Po 
1,9 
At 
2,1 
Fr 
0,8 
Ra 
1,0 
Ac 
1,1 
 
 
A diferença em eletronegatividade entre os dois átomos em uma ligação 
covalente determina como os elétrons numa ligação estão partilhados. 
Se as eletronegatividades são quase iguais, então os elétrons na ligação são 
partilhados igualmente e a ligação é chamada uma ligação covalente pura, ou 
uma ligação apolar . 
Se as eletronegatividades dos dois átomos diferem, então os elétrons na ligação 
não são partilhados igualmente e a ligação é dita ser uma ligação polar. O caso 
extremode uma ligação polar ocorre quando a diferença em eletronegatividades é 
grande, digamos, maior que 2,0. Em tal caso, o par de elétrons está 
completamente situado sobre o átomo mais eletronegativo e a ligação é uma 
ligação iônica pura. 
 
 
Figura 3.6 Momento dipolar 
 
Uma medida da polaridade de uma molécula diatômica é seu 
momento dipolar. O valor do momento dipolar é o produto do comprimento 
da ligação pela carga líquida em um dos átomos. Momentos dipolares podem 
ser medidos experimentalmente. Quanto maior a diferença de eletronegatividade 
maior o momento dipolar. 
O momento dipolar é uma quantidade vetorial, isto é, tem um módulo e uma 
direção (indicada por uma seta de + para - ao longo da ligação). Assim, um 
estudo das estruturas das moléculas mostra que em cada caso as orientações 
geométricas das ligações polares podem resultar em um momento dipolar 
resultante nulo ou não, resultando em moléculas apolares ou polares 
respectivamente. 
Embora uma molécula tenha ligações polares, não necessariamente ela será 
uma molécula polar. Exemplo, embora as quatro ligações em XeF4 sejam 
polares, a geometria plana quadrada resulta num momento dipolar resultante nulo 
. 
11 
 
 
Figura 3.7 Momento dipolar resultante para as moléculas de BF3 e Cl2CO. 
 
Figura 3.8 Momento dipolar resultante para as moléculas de NF3 e CH2Cl2 e SF4. 
 
Conhecimentos que você deve dominar: 
Descrever as formas básicas de ligação química – iônica e covalente – e as 
diferenças entre elas. 
Predizer a partir da formula se um composto é iônico ou covalente, baseado na 
presença de um metal na formula. 
Definir o termo elétron de valência 
Descrever as idéias básicas da ligação iônica. 
Compreender o que é energia de rede 
Compreender e aplicar a regra do octeto. 
Desenhar as estruturas de Lewis de moléculas e íons. 
12 
Definir e predizer as tendências da ordem de ligação, do comprimento de ligação 
e da energia de ligação. 
Definir eletronegatividade e entender como ela é usada para descrever um 
compartilhamento assimétrico de elétrons em uma ligação química. 
Entender porque algumas moléculas são polares enquanto outras são apolares. 
Predizer a polaridade de uma molécula. 
 
Glossário : 
Anion: um íon carregado negativamente. 
Camada de Valencia: a camada mais externa de um átomo. Exemplo: a camada 
com n=2 nos átomos do segundo período da tabela periódica. 
Camada fechada (ou camada completa): uma camada com o número máximo de 
elétrons permitidos pelo principio de exclusão de Pauli. 
Carga parcial: uma carga que se origina de pequenos deslocamentos nas 
distribuições eletrônica. Uma carga parcial pode ser positiva (+) ou negativa (-). 
Cátion: um íon carregado positivamente, formado pela perda de um ou mais 
elétrons de um átomo. 
Comprimento de ligação: a distância entre os núcleos de dois átomos unidos 
por uma ligação química. 
Dipolo elétrico: uma carga positiva separada de uma carga igual, mas negativa. 
Eletronegatividade: a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si quando 
ele é parte de uma ligação química. 
Elétrons de Valencia: os elétrons que pertencem à camada de Valencia, a 
camada mais externa de um átomo. 
Energia de dissociação: a energia necessária para separar átomos ligados. 
Energia de rede: a diferença de energia potencial dos íons em uma rede 
cristalina, entre a do sólido e a dos íons separados quando estão infinitamente 
separados um do outro. A variação de energia para a conversão de um sólido 
iônico em um gás de íons. 
Íon: um átomo ou grupo de átomos, eletricamente carregado. 
Isoeletrônico: átomos ou íons que tem o mesmo número de elétrons. 
Lei de Coulomb: a energia potencial de um par de cargas elétricas é 
inversamente proporcional ao quadrado da distancia entre elas e proporcional ao 
produto das cargas. 
Ligação química: uma união entre átomos 
Ligação covalente: uma ligação química formada por um par de elétrons 
compartilhados entre dois átomos. 
Ligação iônica: uma ligação química formada pela atração entre um par de íons 
de carga oposta. 
Ligação apolar: uma ligação covalente entre átomos iguais ou com a mesma 
eletronegatividade. 
Ligação polar: uma ligação covalente entre átomos diferentes ou com 
eletronegatividades diferentes. 
Ligação simples: uma ligação covalente formada por um único par de elétrons 
compartilhados. 
Ligação dupla: uma ligação covalente formada por dois pares de elétrons 
compartilhados. 
13 
Ligação tripla: uma ligação covalente formada por três Paes de elétrons 
compartilhados. 
Molécula apolar: uma molécula com momento de dipolo elétrico igual a zero 
Molécula polar: uma molécula com um momento de dipolo elétrico diferente de 
zero. 
Momento de dipolo elétrico : o produto da carga pela distancia entre as cargas 
de um dipolo elétrico  = q.d. 
Numero de coordenação: o numero de vizinhos mais próximos de um átomo em 
uma molécula. 
Octeto: uma camada de valência de um átomo com oito elétrons. 
Octeto incompleto: uma camada de valência com menos de oito elétrons. 
Ordem de ligação: o numero de pares de elétrons ligados que unem um par de 
átomos em uma ligação química. 
Par isolado: um par de elétrons de valência de um átomo que não está envolvido 
em uma ligação química. 
Rede cristalina: um conjunto ordenado de átomos íons ou moléculas em um 
cristal. 
Regra do octeto: quando os átomos forma ligações covalentes, eles buscam 
assim que possível completar seus octetos compartilhando pares de elétrons. 
Valência: o numero de ligações que um átomo pode formar.

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