Ligações
Químicas
Nilsonmar1
Ligações
- Poucos elementos encontram-se naturalmente no estado
atômico, geralmente os átomos dos elementos se ligam
entre si.
- Configuração estável: com 2 elétrons na camada K, ou
com 8 elétrons na última camada.
K L M N
Hélio
2
Neônio 2 8
Argônio 2
8
8
Criptônio 2
8 18 8
2
Ligação Iônica
A energia requerida para a formação
de ligações iônicas é fornecida pela
atração coulômbica entre os íons de
cargas opostas num retículo cristalino.
Estes
íons
formam-se
pela
transferência de elétrons dos átomos
de um elemento para os átomos de
outros elementos.
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A configuração estável pode ser obtida de
duas maneiras:
Ligação Iônica: É o resultado da atração
eletrostática de íons com cargas opostas.
Ex:
NaCl = cloreto de sódio
AgCl = cloreto de prata
MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio
LiH = hidreto de lítio
MgCl2 = cloreto de magnésio
AlF3 = fluoreto de alumínio
Al2S3 = sulfeto de alumínio
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Retículos Cristalinos:
 Um sólido iônico é um conjunto de
cátions e ânions empacotados em um
arranjo regular. +
Cl
Cl-
Na
Na+
Na+
Na+
ClCl5
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
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LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre geralmente entre METAIS e
AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7.
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Eletropositivos
Metais:
Perdem elétrons
Al

Al+3 + 3e-
Viram Cátions(+)
Eletronegativos
Ametais:
Ganham elétrons
S + 2e-
 S-2
Viram Ânions(-)
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Fórmulas Iônicas
Al+3
O-2
Al2O3
Fórmula-íon
Al
Al
X
O
x
x
O
X
x
x
O
Fórmula de Lewis
ou Eletrônica
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Características de compostos Iônicos:
• São sólidos nas condições ambientes; Cl-
• São duros e quebradiços;
• Possuem altos P.F. e P.E.;
Na+
Cl-
Cl-
Na
Na+
ClNa+
• Conduzem corrente elétrica quando
fundidos ou em solução aquosa (não conduzem
corrente elétrica no estado sólido ) ;
• Formam retículos cristalinos.
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Ligação Covalente
 Lewis propôs que uma ligação covalente é um
par de elétrons compartilhado por 2 átomos.
Ex:
H
H = H2
O
O = O2
Cl
Cl = Cl2
“Os elementos não metálicos formam
ligações covalentes entre si pelo
compartilhamento de elétrons”.
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LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)
Ocorre geralmente entre AMETAIS e
HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a
 de eletronegatividade < 1,7.
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Ligações covalentes normais
Fórmula de Lewis
O
H
H
1 sigma
O
1 sigma + 1 pi
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
HH
H2
OO
O2
NN
N2
Lig. Covalente Simples
Lig. Covalente Dupla
N
N
Lig. Covalente Tripla
1 sigma + 2 pi
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1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre
átomos iguais. Dessa forma, os átomos
possuem mesma eletronegatividade e atraem,
conseqüentemente,
o
par
eletrônico
compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
H
H
O par eletrônico é equidistante
aos dois núcleos
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2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos
diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior
eletronegatividade
atrai
o
par
eletrônico
compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro
pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da
ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
+
H
-
Cl
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Ligação Coordenada (DATIVA)
Só acontece quando um elemento (que
não pode ser metal) já fez todas as
ligações comuns possíveis (valência). Esse
elemento “empresta” um par de elétrons
para o outro elemento que ainda precisa
receber elétrons.
Ligação dativa
Exemplo:
Não podem mais
fazer ligação
comum.
O
Ainda não está
completo
SO2
S
S
O
O
O
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Orbitais moleculares
e
Um mesmo átomo pode
fazer até 4 ligações covalentes
comuns mas, entre dois
átomos, o número máximo de
ligas covalentes comuns é 3.
Dependendo da quantidade de
ligações e dos orbitais em que
estas se formam, podemos
representá-las por  ou  .

A B

AB


A  B
Características de Compostos
Moleculares:
• São, em geral, líquidos ou gasosos nas
condições
ambientes (se sólidos, fundem-se
facilmente);
• Possuem baixos P.F. e P.E.;
• Não conduzem corrente elétrica (exceção
para Ácidos, em solução aquosa e Carbono
Grafite) ;
• São formados por moléculas.
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GEOMETRIA MOLECULAR
X2
Ex.: H2, N2, O2
Moléculas Diatômicas
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
H
H
19
XY
Ex.: HBr, HCl, HF
Moléculas Diatômicas
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
H
Cl
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XY2
Ex.: CO2, CS2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
O
Moléculas
Poliatômicas
C
O
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XY2 e
Ex.: SO2
Moléculas
Poliatômicas
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
S
O
O
22
XY22e
Ex.: H2O, H2S
Geometria: Angular
Moléculas
Poliatômicas
Ângulo: 105°
O
H
H
23
XY3
Ex.: BF3, BH3
Geometria: Trigonal
Plana
Ângulo: 120°
H
Moléculas
Poliatômicas
B
H
H
24
XY3 e
Ex.: NH3, PH3
Geometria: Piramidal
Ângulo: 107°
Moléculas
Poliatômicas
N
H
H
H
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XY4
Ex.: CH4,CCl4
Geometria: Tetraédrica
Ângulo: 109°28’
H
Moléculas
Poliatômicas
C
H
H
H
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POLARIDADE
Átomos iguais
APOLAR
MOLÉCULAS DIATÔMICAS:
Átomos diferentes
-
Sobra e :
POLAR
POLAR
MOLÉCULAS POLIATÔMICAS:
-
Não sobra e :
SIMETRIA
APOLAR
H
H
O
APOLAR
H
H
Cl
C
H
H
H
H
POLAR
N
H
POLAR
H
H
H
SIMÉTRICA = APOLAR
POLAR
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FORÇAS
INTERMOLECULARES
Moléculas
Apolares
Moléculas
Polares
Dipolo Induzido-Dipolo
Instantâneo. Ex. CO2
Dipolo-Dipolo
(Permanente) Ex. HCl
Ligação de H H (FON) Ex. H2O
Muito Fracas
Baixos PF e PE
Médias
Muito Fortes
Altos PF e PE
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LIGAÇÃO METÁLICA
Considerações
- Os metais possuem apenas 1, 2 até 3 elétrons na camada
de valência;
- A camada afastada do núcleo atrai pouco aqueles elétrons
- O átomo que perde elétron se transforma num cátion, o qual
logo depois pode recapturar elétrons, voltando à forma de
átomo neutro.
LIGAÇÃO METÁLICA
A ligação metálica possui como principal característica,
elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros
evidenciando-se com isto uma “nuvem” ou “mar de
elétrons”. A “nuvem” ou “mar de elétrons” funciona
como LIGAÇÃO METÁLICA.
Retículo Cristalino
Metálico
Fe
Fe2+
Fe2+
Fe
•ÁTOMOS
Fe
•CÁTIONS Fe2+
Fe2+
Fe
Fe
•MAR DE
ELÉTRONS
Fe2+
A ligação metálica não é orientada no espaço.
Características de compostos Metálicos:
• São sólidos nas condições ambientes(Exceção
Hg);
• Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico);
• Possuem altos P.F. e P.E.;
• Conduzem corrente elétrica e calor no estado
sólido ou fundidos (elétrons livres);
• São Dúcteis e Maleáveis.
fios
lâminas
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LIGAS METÁLICAS – União de 2 ou mais metais e
ametais com predominãncia dos elementos metálicos
Principais ligas metálicas ( Soluções sólidas )
• Ouro 18 quilates: (Au e Cu)
• Aço: ( Fe e C)
• Bronze: (Cu e Sn)
•Latão: (Cu e Zn)
•Amálgama de Prata: (Hg e Ag)
•Liga leve: (Mg e Al)
•Solda: (Pb e Sn)
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