QUÍMICA
LIGAÇÕES QUÍMICAS
PROF. JAIR ALBERTO
Ligação Química
O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento da
Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para
explicar a formação de moléculas e outros compostos.
A explicação de Lewis é que os átomos reagem de forma a alcançar uma
configuração eletrônica mais estável (correspondendo à configuração de
um gás nobre.)
O que é uma ligação química? É o conjunto de forças que
mantém os átomos unidos entre si, dando origem a moléculas.
Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são
essencialmente eletrostáticas, isto é, forças entre cargas
eléctricas.
Tipos de Ligação Química
 Ligação iônica
 Ligação covalente
 Ligação metálica
Regra do Octeto = os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons, de tal forma que tenham 8 elétrons
na camada de valência.
C gostaria de ganhar 4 elétrons
N gostaria de ganhar 3 elétrons
O gostaria de ganhar 2 elétrons
LIGAÇÕES QUÍMICAS
TEORIA DO OCTETO
CLASSIFICAÇÃO DAS LIGAÇÕES
IÔNICA: : caracterizada pela transferência de
elétrons.
Ocorre entre: METAL e
AMETAL
METAL e HIDROGÊNIO
Representações de Lewis
Os elementos de transição têm camadas internas incompletas e não podemos (em geral)
escrever a notação de Lewis para estes elementos.
Estrutura Eletrônica de Lewis
1
Os símbolos dos elementos rodeado por pontos (ou x)
representam os elétrons de valência
2
13
14
15
16
17
18
H
He:

Li Be


B 


C


Na Mg


Al

N




: F  :Ne :
O




 Si 
P
 S








:Cl  :Ar :


Ex de ligação iônica: Cloreto
de sódio
Propriedades dos compostos iônicos:
São sólidos nas condições ambiente
Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
São condutores de eletricidade quando no estado
liquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água.
A maioria dos compostos são solúveis em água.
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA DE
UM COMPOSTO IÔNICO
Alguns cátions
Grupo 1
Grupo 2
Grupo 13
H+
Mg2+
Al3+
Li+
Ca2+
Na+
Sr2+
K+
Ba2+
LIGAÇÃO COVALENTE: formação de pares eletrônicos
Ocorre entre: AMETAL e AMETAL
AMETAL e HIDROGÊNIO
HIDROGENIO E HIDROGENIO
Propriedades dos compostos
moleculares:
São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições
ambiente
Forte atração interatômica;
Não garante forte atração entre moléculas (geralmente fraca)
Ex: diamante (elevada dureza)
Metano (condensação a -161 oC)
Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição
(comparados aos iônicos)
São maus condutores de eletricidade, alguns podem
conduzir quando em meio aquoso (ionização).
A maioria dos compostos são solúveis em solventes
orgânicos.
LIGAÇÕES COVALENTE
COORDENADA (DATIVA):
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES:
a) Ligações Polares: entre átomos diferentes.
b) Ligação Apolar: entre átomos iguais.
LIGAÇÕES METÁLICAS
MAR DE ELÉTRONS




Formada entre átomos de elementos metálicos.
Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos.
Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de fusão
bastante elevados.
Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co
Geometria molecular
Forma como os átomos numa molécula se orientam no
espaço. A geometria de uma molécula pode afectar as
propriedades físicas e químicas, como o ponto de
fusão, ebulição, densidade, etc.
O modelo mais simples é baseado na estruturas de Lewis:
VSEPR (valence shell electron-pair repulsion)
Modelo de Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de
Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela
minimização das repulsões entre os pares de electrões da
camada de valência.
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS:
a) Moléculas Polares
Diatômicas: formada por átomos diferentes.Ex: HCl,
HF etc.
Molécula que sobra elétrons no átomo central.
b) Moléculas Apolar:
Diatômicas: formada por átomos iguais. Ex: O2, N2 etc.
Substâncias simples: O3, P4, S8 etc.
Molécula que não sobra elétrons no átomo
central.
Água é uma molécula polar, pois o oxigênio é mais
eletronegativo do que o hidrogênio, e, então, os elétrons
são atraídos para próximo do oxigênio.
Moléculas com átomo central sem pares
isolados
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
Interação dipolo-dipolo: ocorre com moléculas polares.
Pontes de Hidrogênio:Hidrogênio ligado a F, O, N.
Ligação de Van der Waals: ocorre com moléculas
apolares