Conceitos Básicos de Ligações
Químicas
Prof. Élcio Rogério Barrak
Engenharia Ambiental
Rodolfo Mendes de Lima – 14307
Luciano José da Silva – 14304
A regra do octeto
Os átomos freqüentemente ganham,
perdem ou compartilham seus elétrons para
atingir a configuração eletrônica de gás nobre
mais próxima deles na tabela periódica.
Existem mais exceções do que a regra,
mas ela é útil para explicar importantes
conceitos de ligação.
Símbolos de Lewis
É uma maneira simples de mostrar
os elétrons da camada de valência, que
são os envolvidos em ligações químicas.
Exemplo:
Configuração eletrônica de íons
representativos
Ligação iônica
É oriunda de forças eletrostáticas que
existem entre íons de cargas de sinais
contrários.
Entre átomos ocorre com um metal
(cátion) e um ametal (ânion). Mas o
hidrogênio também pode ser o cátion ou o
ânion.
Os íons são arranjados em uma rede
tridimensional regular.
Energia de rede
Ciclo de Born-Haber:
É a energia necessária
para separar
completamente um
mol de um composto
sólido iônico em íons
gasosos.
Eel=
Hof [NaCl(s)] = Hof [Na(g)] + Hof
[Cl(g)] +I1 (Na) + E(Cl) - Hrede
Hrede = 108 kJ + 122 kJ + 496 kJ –
349 kJ + 411 kJ = 788 kJ
Ligação covalente
Resulta do compartilhamento de elétrons entre átomos.
Densidade eletrônica da molécula de
hidrogênio
Estruturas de Lewis
Podemos representar a distribuição
eletrônica das moléculas usando essa
estrutura
H• + •H
H H
H H
Ligações múltiplas
N
N
1,47Å
N
N
1,24Å
N N
1,10Å
Quanto maior o número de pares de elétrons
compartilhados menor a distância entre os
átomos.
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
Ligação Apolar – Os elétrons são igualmente
compartilhados entre os dois átomos.
Ligação Polar – Um dos átomos exerce maior
atração sobre os elétrons compartilhados.
COVALENTE
0
IÔNICA
1,7
3,3
Momentos de dipolo
Quando cargas de igual magnitude e sinais
opostos são separadas por uma distância r, um dipolo é
produzido.
A intensidade do dipolo é dada por:
=Q·r
Molécula apolar: O centro das cargas positivas
coincide com o centro das cargas negativas. ( = 0)
Molécula polar: O centro das cargas positivas
não coincide com o centro das cargas negativas. (  0)
Desenhando estruturas de Lewis
5 + (3 x 7) = 26 e-
Carga formal
É a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons
ligantes estivessem igualmente compartilhados.
Calcula-se da seguinte maneira:
- Atribui-se todos os elétrons não compartilhados ao próprio
átomo no qual os elétrons estão localizados.
- Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo da
ligação.
- A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons
de valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos
ao átomo na estrutura de Lewis.
- Exemplo:
Carga carbono = 4 - 5 = -1
Carga nitrogênio = 5 – 5 = 0
Utilidade da carga formal
Decisão de qual estrutura de Lewis será mais
razoável para determinado composto.
Exemplo:
e- de valência:
6
4
6
6
4
6
- (e- atribuídos ao átomo): 6
4
6
7
4
5
0
0
-1
0 +1
Carga formal:
0
Cargas parciais reais
Podemos calcular a carga parcial de um átomo
em uma molécula utilizando o conceito de
eletronegatividade.
Exemplo: HCl
Cl: 3,0/(3,0 + 2,1) = 0,59
H: 2,1/(3,0 + 2,1) = 0,41.
0,59 x 2 e = 1,18 e ou 0,18 e a mais que a
carga do Cl neutro.
A medida experimental da carga parcial do
cloro e do hidrogênio no HCl é: |0,178|
Estruturas de ressonância
Algumas moléculas não podem ser representadas
por uma única estrutura de Lewis.
Na estrutura real do ozônio as duas ligações têm o
mesmo comprimento, contrariamente às estruturas acima. A
dupla ligação é menor que a simples. Uma maneira de
representar o ozônio é colocar uma seta de duas cabeças entre
as estruturas, indicando que a forma real é uma combinação
das duas.
Ressonância do benzeno
Ligação simples C C têm comprimento = 1,54Å
Ligação dupla C
C têm comprimento = 1,34Å
Ligação real entre os carbonos do benzeno é 1,40Å
Exceções à regra do octeto
Número ímpar de elétrons: Quando o
número de elétrons de valência de uma molécula é
ímpar o completo emparelhamento é impossível.
As estruturas mais importantes para a molécula de NO.
Deficiência de elétrons: Falta de elétrons de
valência em átomo de certa molécula ou íon
poliatômico.
Exemplo: Trifluoreto de boro, BF3
Expansão do octeto: Essa expansão é
observada apenas para elementos do terceiro
período em diante, pois possuem orbitais
vazios para acomodar mais de oito elétrons na
última camada.
Exemplos: PCl5, SF4, AsF6 ...
Forças das ligações covalentes
A força de uma ligação covalente é determinada pela
energia necessária para quebrá-la. A energia de ligação é a
variação de entalpia para a quebra de uma ligação em particular
em um mol de substância gasosa.
H = E(Cl Cl) = 242 kJ
Para ligações
que ocorrem apenas em
moléculas poliatômicas
devemos usar as
energias médias de
ligação.
H =1660 kJ E(C H) = 415 kJ
Entalpias de ligação e entalpias de reação
É possível calcular a variação de entalpia de uma
reação utilizando as energias de ligação.
Hr =  (entalpia das ligações rompidas) –
 (entalpia das ligações formadas).
H CH3 + Cl Cl
Hr = [E(C
Cl CH3 + H
Cl
H) + E(Cl Cl)] – [E(C Cl) + E(H Cl)]
= (413 kJ + 242 kJ) – (328 kJ + 431 kJ) = - 104 kJ
Entalpia de ligação e comprimento de
ligação
Em geral, à proporção que o número de
ligações entre dois átomos aumenta, a ligação
torna-se mais curta e mais forte.
C
C
1,54 Å
C
C
1,34 Å
C
C
1,20 Å
Referências Bibliográfica
Princípios de Química – Masterton
Química: a ciência central – Brown