12745 – Eric Peres
13401 – Arao Hayashida Filho
Ligações químicas
As ligações químicas são uniões estabelecidas
entre átomos para formarem as moléculas, que
constituem a estrutura básica de uma substância
ou composto.
Pela Regra do Octeto, os
elementos adquirem estabilidade
eletrônica quando seus átomos
apresentam oito elétrons na sua
camada de valência, preenchendo
completamente os subníveis s e p.
Ligação iônica
Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração
eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas.
Geralmente ligações iônicas se formam entre um metal e um
ametal, onde um átomo de um metal doa um elétron para um
ametal.
 Apresentam forma definida, são sólidos nas condições
ambientes;
 Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição;
 Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou
fundidos.

Energias envolvidas na formação
da ligação Iônica
O processo em que ocorre a formação da ligação iônica
é altamente exotérmico devido à energia liberada pelo
átomo ao receber o elétron e também devido às forças
eletrostáticas de atração entre os íons formados.
Ex. Na
Cl
(g)
 Na+(g)
(g)
 Cl-
(g)
requer
496
kJ/mol
Processo endotérmico
libera
349
kJ/mol
Processo exotérmico
Se a transferência de elétron fosse o único fator, o processo seria
endotérmico. O que propõe que os átomos de sódio e cloro estejam
infinitamente distantes um do outro.
Energia de rede
É a energia necessária para separar completamente
um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.
Onde ocorre a expansão da estrutura até que fiquem
completamente separados
Q1.Q2
Eel  K
d
Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais
iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de
fusão
Ex.: NaCl(s)  Na+(g) + Cl–(g)
Hrede = + 788 kJ/mol
Processo altamente endotérmico
Energia de rede
Ciclo de Born-Haber
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
Energia de rede para alguns
compostos iônicos
Ligação Covalente
Ligação covalente é a ligação entre átomos
onde há o compartilhamento dos elétrons da
camada de valência. Ocorre basicamente entre
ametais, respeitando a regra do octeto para
obtenção da estabilidade.
Neste tipo de ligação não há formação de íons,
pois as estruturas resultantes são eletronicamente
neutras
Ex: H2O
Estruturas de Lewis
Indica cada par de elétrons compartilhados por um traço
e os não compartilhados por ponto.
Polaridade de ligação e eletronegatividade
Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais
polar será a ligação.
Havendo diferença de eletronegatividade a ligação
poderá ser covalente polar ou iônica.
Momentos de dipolo
A ligação covalente polar leva a uma diferença nos
centros de cargas positivas e negativas da molécula,
tornando a molécula polar.
A representação indica a molécula mais eletronegativa
na direção da seta:
Um dipolo elétrico ocorre quando duas cargas de igual
módulo Q e sinais opostos estão separadas a uma
distância r.
Magnitude do momento de dipolo:
Carga formal
É o número de elétrons de valência num átomo isolado
menos o número de elétrons do mesmo átomo na estrutura
de Lewis.
Não representa a carga real do átomo.
Quando várias estruturas são possíveis a mais estável
será:
- A estrutura de átomos com cargas formais próximas de
zero
- A estrutura com qualquer carga negativa localizada nos
átomos mais eletronegativos
Estruturas de ressonância
São estruturas que não são corretamente representadas
por uma única estrutura de Lewis.
O arranjo verdadeiro de elétrons é a mistura de duas ou
mais estruturas de Lewis.
Exemplo: O benzeno tem ligações entre carbonos
equivalentes, com comprimentos de ligação 1,40 Å, um
comprimento intermediário entre ligações simples (1,54 Å)
e duplas (1,34 Å).
Exceções à regra do octeto
1- Número ímpar de elétrons: nesse tipo de
molécula o octeto não pode ser atingido.
2- Deficiência em elétrons: comumente encontrada
em compostos de boro e berílio.
Alta ocorrência nos grupos 1A, 2A e 3A.
Exemplo: BF3 com seis elétrons ao redor do
átomo de boro.
3- Expansão do octeto: íons em que existem mais
de 8 elétrons no nível de valência de um único átomo.
Exemplo: PCl5 com 10 elétrons no átomo de
fósforo.
Força das ligações covalentes
A força de uma ligação covalente é determinada
pela energia necessária para quebrar a ligação.
Energia de ligação é a variação de entalpia
necessária para quebrar as ligações em um mol da
substância gasosa.
À medida que o número de ligações entre dois
átomos aumenta, a ligação fica com comprimento
menor e mais forte.
Referências
Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência central”.
9ª edição
MAHAN, B. M. MYERS, R.J. Química: um curso
universitário. São Paulo, Edgard Blücher
Curso de Física Básica, v.3 - eletromagnetismo
Nussenzveig, H. Moysés