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Nota de aula _ Ligacoes Quimicas

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baixa 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 
extremo