QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Prof. Sérgio Pezzin
As ligações químicas e a energia eletrônica
Uma ligação química entre dois átomos é formada se o sistema
resultante é mais éável (tem uma energia mais baixa) que aquee com os
dois átomos separados.
distância de equilíbrio
Comprimento da ligação
ro = 74 pm
2 átomos de H
Etot = 2 x EH
EH2 < 2x EH
distância internuclear
Ediss = EH2 - 2x EH
Ediss: energia de dissociação
energia de ligação
EH2 = 436 kJ/mol
molécula H
2
Etot = EH2
As ligações químicas e a energia eletrônica
Uma ligação pode ser dos seguintes tipos:
- por uma transferência completa de um ou mais
elétrons:
ligação iônica
- se dois átomos compartilham 2 elétrons
(cada átomo contribui com um):
ligação covalente
- se dois átomos compartilham 2 elétrons
(um contribui com 2 e outro com 0):
ligação covalente coordenada
- Se todos os átomos compartilham os elétrons entre
eles:
ligação metálica
As ligações químicas e a érutura eletrônica des átomos
1. As ligações químicas são devidas às configurações dos elétrons de
valência dos átomos.
2. A estrutura eletrônica de um átomo é dada por sua posição na tabela
periódica.
═> pode-se prever o tipo de ligações químicas que são formadas por um
átomo de pela sua posição na tabela periódica.
As propriedades químicas de um átomo
são dadas por sua posição na tabela
periódica
As diferenças de eletronegatividade
A capacidade relativa dos átomos de atrair os elétrons de uma
ligação química é chamada de eletronegatividade.
atração relativa de cada átomo
O átomo B tem
maior
eletronegatividade
As diferenças de eletronegatividade (EN)
Considere dois átomos A e B, com três possibilidades diferentes:
• 1o caso:
um dos átomos tem uma grande tendência de doar elétrons e outro uma
grande tendência de aceitá-los, lDENABl >> 0

‘ligação iônica’
• 2o caso:
os dois átomos tendem a aceitar elétrons (ENs altas e comparáveis)
 eles compartilham dois elétrons ‘ligação covalente’
lDENABl  0 (ligação covalente não polar);
lDENABl > 0 (ligação covalente polar)
• 3o caso:
os dois átomos tendem a doar elétrons (têm EN baixa)
 vários átomos doam seus elétrons de valência formando um mar de
elétrons que são compartilhados por todos os átomos
lDENABl  0 (e EN baixas) ‘ligação metálica’
Quiz
1) Que tipo de ligação química ocorre entre dois átomos de cloro?
A) iônica
B) covalente
C) metálica
2) Que tipo de ligação é formada se um átomo de iodo e um átomo de
potássio se encontram?
A) iônica
B) covalente
C) metálica
3) Que tipo de ligação química é presente na molécula Al2?
A) covalente
B) iônica
C) metálica
4) Que tipo de ligação química é presente no alumínio sólido ?
A) covalente
B) iônica
C) metálica
Quiz (continuação)
5) Que tipo de ligação química é presente no composto BaCl2?
A) iônica
B) covalente
C) metálica
2) Que tipo de ligação química é presente na molécula O3 (ozônio)?
A) iônica
B) covalente
C) metálica
3) Que tipo de ligação química ocorre na molécula CsAu?
A) covalente
B) iônica
C) metálica
4) Que tipo de ligação química é presente no composto CuSn?
A) covalente
B) iônica
C) metálica
A ligação iônica: transferência completa de elétrons
DENAB >>0 (entre metais e não-metais)
Reação de alumínio (EN = 1.5) com bromo (EN = 2.8)
(DEN = 1.3):
2Al + 3Br2 → 2Al3+Br-3
cristais iônicos
NaCl
MgAl2O4
Cu2CO3(OH)2
Cristalogênese
MnCO3
CaF2
Al2O3 + Cr
Energias associadas à formação de compostos iônicos
Na+(g) + Cl(g) + eDHAE= -349 kJ/mol
DHI= +496 kJ/mol
Na+(g) + Cl-(g)
Na(g) + Cl(g)
DHD= +122 kJ/mol
Na(g) + ½ Cl2(g)
DHER= -787 kJ/mol
DHs= +107 kJ/mol
Na(s) + ½ Cl2(g)
DHf = DHs + DHD + DHI + DHAE +DHER
DHf = -411 kJ/mol (exotérmica)
DHf
NaCl(s)
Ciclo de Born-Haber para 1 mol de NaCl
A energia de retículo

q1 q2  6
12
8
6

E 






4 0  r r 2

r
3
r
4


R
M  6
Na+
12
2
r

8

3
6

4
Cl-
NaCl
r: distância Na+- Clq1: carga do cátion (q1 = +1e)
q2: carga do ânion (q2 = -1e)
0: constante dielétrica do
vácuo
M: constante de Madelung
(fator geométrico do retículo)
M(NaCl) = 1.74756
E 
R
q1 q2
4 0 r
M
Energia de retículo
Retículos Cristalinos
Um sólido cristalino é constituído pela repetição
periódica (3 D) de uma estrutura atômica, iônica ou
molecular, chamada de célula unitária.
A periodicidade da estrutura de um cristal é representada
por um conjunto de pontos dipostos regularmente.
Este conjunto se chama retículo cristalino.
Tipos de células unitárias
primitiva (P)
centrada (I)
face centrada (F,C)
Os 14 retículos cristalinos de Bravais
cúbico
tetragonal
ortorrômbico
romboédrico
monoclínico
triclínico
As estruturas compactas
Átomos estão arranjados o mais
densamente possível.
São caracterizadas por números de
coordinação altos (CN = 12).
Hexagonal compacta (hcp)
sequência: ABABAB...
Cúbica compacta (fcc)
sequência: ABCABC..
Sólidos iônicos
arranjo de esferas
cúbico compacto
rcation um pouco maior
→ contato cátionsânions máximo
o cátion ocupa
um sítio cúbico
CNcation = 8
ranion/rcation > 0.73
Sítios intersticiais
Sítio cúbico
CNcation = 8
ranion/rcation > 0.73
Cátions
grandes
Sítio
octaédrico
CNcation = 6
ranion/rcation >
0.414
cátions médios
Sítio tetraédrico
CNcation = 4
ranion/rcation > 0.225
cátions
pequenos
As estruturas dos sólidos iônicos
Compostos do tipo MX
tipo cloreto de césio
Retículo cúbico simples,
cátions em sítio cúbico
(CNcation = CNanion = 8
R > 0.73)
CsCl, CsBr, CsI, NH4Cl etc..
tipo cloreto de sódio
Retículo cúbico de face
centrada, cátions em sítio
octaédrico
(CNcation = CNanion = 6,
R > 0.414)
NaCl, KBr,RbI, MgO,CaO,
AgCl etc..
As estruturas dos sólidos iônicos
Compostos do tipo MX
tipo ZnS (esfalerita)
Retículo cúbico de face centrada,
cátions no ½ dos sítios
tetraédricos
(CNcation = 4, R > 0.225)
ZnS, CdS,HgS etc..
Compostos do tipo MX2
tipo TiO2 (rutilo)
Retículo cúbico tetragonal,
cátions em sítios
octaédricos
(CNcation = 6, R > 0.414)
TiO2,MnO2,SnO2,MgF2,ZnF2,
etc..
Quanto mais próximos rcation e ranion, mais compacta a estrutura.
entalpias reticulares a 25◦C
E 
R
q1 q2
4 0 r
M
Propriedades dos compostos iônicos
- interações atrativas com
água (hidrófilos)
+
-
- em solução: conduz
eletricidade