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Nota de aula _ Ligacoes Quimicas

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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. 
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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. 
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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 
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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 mais