CAPÍTULO 8
CONCEITOS BÁSICOS
DE LIGAÇÃO QUÍMICA
Daniely da Silva Machado – 16899
INTRODUÇÃO
 Ligações
químicas, símbolos de Lewis e a
regra do octeto
 Ligação
iônica
 Ligação
covalente
 Polaridade
da ligação e eletronegatividade
 Desenhando
 Estruturas
 Exceções
 Forças
estruturas de Lewis
de ressonância
à regra do octeto
das ligações covalentes
LIGAÇÕES QUÍMICAS, SÍMBOLOS DE LEWIS E
A REGRA DO OCTETO
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Ligação química: é a força atrativa que
mantém dois ou mais átomos unidos.
Existem três tipos gerais de ligações químicas:
iônica, covalente e metálica.
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Notação de Lewis: para o entendimento
através de figuras sobre a localização dos
elétrons de valência de um átomo, representamse os elétrons como pontos ao redor do símbolo do
elemento.
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Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar,
perder ou compartilhar elétrons até que eles
estejam rodeados por 8 elétrons de valência;
Todos os gases nobres, com exceção do He,
satisfazem à regra do octeto, ou seja têm uma
configuração s2p6;
Existem exceções a esta regra, como o alumínio
que se estabiliza com 6 elétrons na camada de
valência;
LIGAÇÃO IÔNICA
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Refere-se às forças eletrostáticas que existem
entre íons de cargas de sinais contrários;
Transferência de elétrons de um metal para um
não-metal ou hidrogênio;
Considere como exemplo a ligação entre sódio
metálico e cloro gasoso:
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)
DHºf = – 410,9 kJ
Figura 1 - Estrutura cristalina do cloreto de sódio.
Cada um dos íons de Na+ é envolto por seis íons Cl-, e
cada um dos íons de Cl - é envolto por seis íons Na+.
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A principal razão para os compostos iônicos
serem estáveis é a atração entre os íons de cargas
opostas;
A energia necessária para a estabilização desses
íons em um sólido iônico é a energia de rede;
Energia de rede: é a energia necessária para
separar completamente um mol de um composto
sólido iônico em íons gasosos.
Q1Q2
El  
d
k é uma constante (8,99 x 109 J
m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas
partículas e d é a distância entre
seus centros.
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Íons dos elementos representativos:
esperamos que os compostos iônicos dos grupos
1A, 2A e 3A contenham cátions com cargas 1+,
2+, 3+, respectivamente. De modo similar os
compostos iônicos dos grupos 5A, 6A e 7A
geralmente contém ânions de cargas 3- ,2- 1-;
Íons de metais de transição: quase sempre
não formam íons com configuração de gás nobre;
Íons poliatômicos: Os íons poliatômicos são
formados quando há uma carga global em um
composto contendo ligações covalentes. Por
exemplo, SO42-, NO3-.
LIGAÇÃO COVALENTE
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Átomos adquirem uma configuração eletrônica de
gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com
outros átomos;
Cada par de elétrons compartilhado constitui
uma ligação covalente;
A molécula de hidrogênio, H2, fornece o exemplo
mais simples possível;
Figura 2 – Atrações e repulsões entre elétrons e
núcleos na molécula de hidrogênio
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Estruturas de Lewis: as ligações covalentes
podem ser representadas pelos símbolos de
Lewis dos elementos, onde cada par de elétrons
compartilhado é representado por um traço:
Ligações múltiplas: é possível que mais de um
par de elétrons seja compartilhado entre dois
átomos:
→ Um par = ligação simples (
);
→ Dois pares = ligação dupla (
);
→ Três pares = ligação tripla (
);
POLARIDADE DA LIGAÇÃO E
ELETRONEGATIVDADE
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O conceito de polaridades de ligação descreve o
compartilhamento de elétrons entre os átomos;
Ligação covalente polar: um dos átomos
exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o
outro;
Ligação covalente apolar: os elétrons estão
igualmente compartilhados entre dois átomos;
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Eletronegatividade: é a habilidade de um
átomo em atrair elétrons para si em certa
molécula .
Em geral, a eletronegatividade aumenta ao longo
de um período e diminui ao descermos em um
grupo.
Linus Pauling desenvolveu uma escala de
eletronegatividades, que vai de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Figura 3 – Eletronegatividades dos elementos
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A diferença na eletronegatividade entre dois
átomos é uma medida da polaridade de ligação
entre eles. Em geral, diferenças próximas a:

0 resultam em ligações covalentes apolares (F2);
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2 resultam em ligações covalentes polares (HF);

3 resultam em ligações iônicas (LiF);
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Quanto maior a diferença eletronegativa entre os
átomos, mais polares serão suas ligações;
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Quando duas cargas de mesma magnitude mas
de sinais contrários são separados por uma
distância (r), estabelece-se um dipolo;
Momento de dipolo (µ) : medida quantitativa
da magnitude de um dipolo:
µ = Q.r
Geralmente expresso em Debye (D), que é o igual
a 3,34 10-30 coloumb  metro (Cm)
DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWIS
Estrutura de Lewis para o tricloreto de fósforo, PCl3
1.
Some os elétrons de valência de todos os
átomos:
P = 5 elétrons de valência;
Cl = 7 elétrons de valência;
5 + (3 x 7) = 26
DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWIS
1.
2.
Some os elétrons de valência de todos os átomos;
Escreva os símbolos para os átomos a fim
de mostrar quais átomos estão ligados
entre si e una-os com uma ligação simples:
Cl
P
Cl
Cl
DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWIS
1.
2.
3.
Some os elétrons de valência de todos os átomos;
Escreva os símbolos para os átomos a fim de
mostrar quais átomos estão ligados entre si e
una-os com uma ligação simples;
Complete os octetos dos átomos ligados ao
átomo central:
Cl
P
Cl
Cl
DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWIS
1.
2.
3.
4.
Some os elétrons de valência de todos os átomos;
Escreva os símbolos para os átomos a fim de
mostrar quais átomos estão ligados entre si e
una-os com uma ligação simples;
Complete os octetos dos átomos ligados ao
átomo central;
Coloque qualquer sobra de elétrons no
átomo central (ou tente ligações múltiplas):
Cl
P
Cl
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Carga formal: carga que um átomo teria em
uma molécula se todos os outros átomos tivessem
a mesma eletronegatividade;
CF = (nº de elétrons de valência do átomo) – (nº
elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis);
Cargas formais não representam cargas reais nos
átomos;
Usada para determinar qual estrutura de Lewis é
mais estável;
ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
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Encontradas em moléculas e íons nos quais o
arranjo dos átomos não é representado por uma
única estrutura de Lewis;
Exemplo: no ozônio, têm uma ligação dupla e
uma simples. A estrutura de ressonância tem
duas ligações idênticas de caráter intermediário;
A ressonância é um conceito importante ao
descrever as ligações em moléculas orgânicas,
particularmente nas moléculas aromáticas;
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
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Existem três classes de exceções à regra do
octeto envolvendo ligações covalentes:
moléculas com número ímpar de elétrons (NO);
moléculas nas quais um átomo tem menos do
que um octeto, ou seja, moléculas deficientes em
elétrons (BF3);
moléculas nas quais um átomo tem mais do que
um octeto, ou seja, moléculas com expansão de
octeto (PCl5);
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
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Energia de ligação: variação de entalpia para a
quebra de certa ligação em um mol de substância
gasosa (sempre positiva);
As forças das ligações covalentes aumentam com
o número de pares de elétrons compartilhados;
Entalpia de reação: soma das entalpias de
ligações quebradas, menos a soma das entalpias
das ligações formadas;
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Comprimento de ligação: definido como a
distância entre os núcleos dos átomos envolvidos;
Em geral, à proporção que o número de ligações
entre dois átomos aumenta, a ligação torna-se
mais curta e forte;
Importante: as entalpias são derivadas para
moléculas gasosas e são muitas vezes valores
médios.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência
central”. 9ª edição
http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/
7344/1880154.cw/index.html
http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/orgintro/
resonan.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm