1- Ligação Química : Breve Revisão
Configuração Electrónica –
forma como os electrões estão distribuídos pelas várias
orbitais atómicas.
1s
Ordem pela qual as orbitais
são preenchidas
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 ...
nº máximo de electrões que suporta cada orbital atómica
s
p
d
f
1- Ligação Química : Breve Revisão
Regra do octeto - quando os átomos formam ligações covalentes partilham
electrões de modo a ficarem rodeados por oito electrões de valência.
C
N
O
H
H C H
H
H
H N H
H O H
H
H
H C H
H N H
H O H
H
H Cl
O C O
N
N
Cl
O C O
N
N
Ligação simples
Ligação dupla
H
Ligação tripla
1- Ligação Química : Breve Revisão
LIGAÇÃO IÓNICA
Os compostos iónicos em geral combinam um metal do grupo IA ou do
grupo IIA com um halogéneo ou com oxigénio
3Li
Li
1s2 2s1
1s2 2s1
+
9F
F
1s2 2s2 2p5
LiF
1s2 2s2 2p5
Li+ F
-
(Li F)
[He] [Ne]
O electrão 2s1 do átomo de lítio é transferido para o átomo de flúor
Os iões que formam a entidade Li+F- permanecem juntos devido à atracção electrostática
ente o ião Li+ e o ião F-. O resultado desta atracção é a formação de uma ligação iónica,
a qual faz com que os iões permaneçam ligados no composto iónico.
1- Ligação Química : Breve Revisão
EXCEPÇÕES À REGRA DO OCTETO
Octeto incompleto - quando o número de electrões que rodeia o átomo
central é menor do que oito.
F
H
Be
H
F
B
O
N
F
Octeto expandido- quando o número de electrões que rodeia o átomo
central é maior do que oito.
F
F
F
S
F
F
F
Cl
F
F
F
As
F
F
Cl
Cl
Cl
P
Cl
1- Ligação Química : Breve Revisão
Electronegatividade - tendência de um átomo numa ligação para atrair para si os electrões
que formam essa ligação química.
elementos mais electronegativos: halogénios, oxigénio, enxofre e azoto.
pe rcentagem do ca rácter
iónico da ligaç ão
elementos menos electronegativos: metais alcalinos e alcalino-terrosos.
aumento
elec tronegativ idade
aumento da electronegatividade
10 0
50
0
0
0,5
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
diferença de e le ctrone gativ ida de
entre os átomos
ligação covalente apolar
ligação covalente polar
ligação iónica
partilha de electrões
exactamente igual
partilha desigual de
electrões
transferência de
electrões
Átomos do mesmo
elemento
Cl2
Elementos com
electronegatividades
semelhantes
H-Cl
d+ d-
Elementos com
electronegatividades
muito diferentes
NaCl
1- Ligação Química : Breve Revisão
ESCRITA DE ESTRUTURAS DE LEWIS
HClO3
Escrever o esqueleto estrutural do composto evidenciando os
O
átomos que se encontram ligados entre si
H O Cl O
O átomo menos electronegativo ocupa a posição central
Contar todos os electrões de valência
para aniões: adicionar o número de cargas negativas a esse total
para catiões: subtrair o número de cargas positivas a esse total
Desenhar uma ligação covalente simples entre o átomo
central e cada um dos átomos ligandos
O
Cl
H
6x3
7
1
26 e-
O
H O Cl O
O
Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo central
Colocar os electrões remanescentes no átomo central
H O Cl
O
O
H O Cl
O
1- Ligação Química : Breve Revisão
ESCRITA DE ESTRUTURAS DE LEWIS
HClO3
Se a regra do octeto não se verificar para o átomo central, estabelecer
ligações duplas ou triplas entre o átomo central e os ligandos
utilizando para tal os pares isolados destes últimos átomos
2-
O
O
C
O
2-
O
O
C
O
CARGA FORMAL E ESTRUTURAS DE LEWIS
Carga formal de um átomo - diferença entre o número de electrões de
valência num átomo isolado e o número de electrões atribuídos a esse
átomo numa estrutura de Lewis.
1- Ligação Química : Breve Revisão
CARGA FORMAL E ESTRUTURAS DE LEWIS
Carga formal = nº total de electrões de valência no átomo
electrões
isolado
não-ligantes
O
H2SO4
H
O
S
nº total de
-
1/2 nº total
de electrões
ligantes
O
O
H
H
O
O
O
S
O
H
O
H
O
S
O
O
Estrutura II
Estrutura I
O
O
H O S
2+
O H
O
Estrutura I
H O S
O H
O
Estrutura II
H
1- Ligação Química : Breve Revisão
Licenciatura em Enologia Química Orgânica I
(Lucinda Reis)
2- Ligação Química : Breve Revisão
9
1- Ligação Química : Breve Revisão
CARGA FORMAL E ESTRUTURAS DE LEWIS
Para moléculas neutras, a soma de todas as cargas formais tem de ser zero.
Para catiões, a soma de todas as cargas formais tem de igualar a carga
positiva do catião.
Para aniões, a soma de todas as cargas formais tem de igualar a carga
negativa do anião.
Quando são possíveis várias estruturas de Lewis, aqu elas que tiverem
cargas formais mais baixas são mais estáveis e, por isso, preferíveis.
1- Ligação Química : Breve Revisão
O CONCEITO DE RESSONÂNCIA
2-
O
O
S
2-
O
O
O
S
2-
O
O
O
S
O
Estruturas de ressonância
(estruturas de Lewis equivalentes, que se podem converter umas nas outras
mudando apenas as posições dos electrões)
benzeno (C6H6)
H
H
H
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
C
H
C
C
C
C
C
H
H
1- Ligação Química : Breve Revisão
GEOMETRIA MOLECULAR
MODELO RPECV (Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência)
As ligações duplas e triplas podem ser tratadas como se fossem ligações simples.
Se puderem ser escritas duas ou mais estruturas de ressonância para uma
molécula, o modelo pode ser aplicada a qualquer delas.
180º
H C C H
Geometria linear
O=C=O
H
109,5º
C
H
H
H
O
120º
H
O
H
Geometria triangular plana
C
H
Geometria tetraédrica
104,5º
Geometria angular
H
1- Ligação Química : Breve Revisão
1- Ligação Química : Breve Revisão
HIBRIDAÇÃO
Hibridação sp3
6C
H
H
C
H
estado fundamental
1s2
2s2
2px 2py 2pz
1s2
2s1
2px 2py 2pz
estado excitado
hibridação
1s2
4 orbitais híbridas
sp3
H
1- Ligação Química : Breve Revisão
1- Ligação Química : Breve Revisão
hibridação
1s 2
HIBRIDAÇÃO
2 orbitais híbridas
sp
2 orbitais p
puras
Hib rid ação sp3
7N
H
N
H
estado fundam ental
1s 2
2s 2
2px 2py 2pz
hibridação
1s 2
4 orbitais híbridas
sp 3
H
1- Ligação Química : Breve Revisão
1- Ligação Química : Breve Revisão
HIBRIDAÇÃO
Hibridação sp2
6C
H
H
C
H
estado fundamental
1s2
2s2
2px 2py 2pz
1s2
2s1
2px 2py 2pz
estado excitado
hibridação
1s2
3 orbitais híbridas
sp2
orbital p
pura
C
H
1- Ligação Química : Breve Revisão
1- Ligação Química : Breve Revisão
1- Ligação Química : Breve Revisão
HIBRIDAÇÃO
Hib rid ação sp
6C
H C
C H
estado fundam ental
1s 2
2s 2
2px 2py 2pz
1s 2
2s 1
2px 2py 2pz
estado excitado
hibridação
1s 2
2 orbitais híbridas
sp
2 orbitais p
puras
Hib rid ação sp3
7N
H
N
H
H
1 - Ligação Química : Breve Revisão
1- Ligação Química : Breve Revisão
1- Ligação Química : Breve Revisão
POLARIDADE MOLECULAR
Momento dipolar
=q xr
(1 D = 3,33 x 10 -30 C m)
Moléculas diatómicas homonucleares:
 = 0 moléculas apolares
 =0
H2
Moléculas diatómicas heteronucleares:
 ≠ 0 moléculas polares
HCl
Moléculas poliatómicas:  depende da polaridade das ligações e
da geometria molecular
moléculas apolares
CO2
CC l4
BC l3
=0
 =0
=0
>0
1- Ligação Química : Breve Revisão
POLARIDADE MOLECULAR
moléculas polares
H2O
0
NH3
>0
O momento dipolar é útil na distinção de moléculas diferentes
Cl
H
C
H
Cl
C
=0
Cl
C
Cl
C
H
H
 = 1,89 D