Capítulo 08
Conceitos Básicos de Ligação
Química
Álvaro Ferreira Santiago
Audeliano Wolian Li
Sumário
Introdução
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do
octeto
Ligação iônica
Ligação covalente
Polaridade da ligação e eletronegatividade
Desenhando estruturas de Lewis
Exceções à regra do octeto
Forças das ligações covalentes
Introdução
Por que estudar ligações químicas?
• Os átomos de uma substância estão unidos com suas
ligações químicas e estas determinam as propriedades
dessa substância.
• Por exemplo:
C(grafite) e C(diamante)
forma de ligação
Sacarose e sal de cozinha tipo da ligação.
Introdução
 NaCl(s)
H2 O
Na+(aq) + Cl-(aq)
Eletrólito
 C12H22O11(s)
H2O
Não-eletrólito
Ligações Iônicas
C12H22O11(aq)
Ligações Covalentes
Introdução
 Ligações metálicas possuem elétrons relativamente
livres para mover-se pela estrutura tridimensional do
metal.
Introdução
Símbolos de Lewis
• Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os
elétrons de valência, ou seja, localizados no nível
incompleto mais externo ao átomo. Cada elétron de
valência é representado por um ponto.
S
Introdução
A regra do octeto
• Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar
elétrons até que eles estejam circundados por oito
elétrons de valência.
Ligações Iônicas
• Forças eletrostáticas existentes entre íons de cargas de
sinais contrários.
• Geralmente interação entre metais com não metais.
Ligações Iônicas
• Metal + Ametal = Cátion + Ânion
• Composto eletricamente neutro
• Estrutura cristalina regular devido às fortes
forças eletrostáticas
• Exemplo de reação:
Na(S)
+ 1/2 Cl2 (g)

NaCl (S)
Hf0 = - 410,9 kJ
Ligações Iônicas
Ligações Iônicas
Energias envolvidas na formação da ligação
iônica
• Perda de elétrons  processo endotérmico
• Ganho de elétron  processo exotérmico
Ex. Na (g)  Na +(g) requer
Cl (g)  Cl - (g) libera
496 kJ/mol
349 kJ/mol
Se a transferência de elétron fosse o único fator, o
processo seria endotérmico.
Ligações Iônicas
Energia de rede
• Energia para separar um composto sólido
iônico em íons gasosos
• Ocorre a expansão da estrutura até que
fiquem completamente separados
• 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)
H rede = + 788 kJ/mol
Ligações Iônicas
Energia de rede
• Depende das cargas do íons
• Tamanhos
• Arranjos no sólido
• Por obedecerem a equação Eel = k Q1Q2 /D
• A energia de rede aumenta à proporção que
as cargas aumentam, e que seus raios diminuem
Cálculo de Energias de Rede:
Ciclo de Born-Haber
Na+(g) + e- + Cl(g)
E (Cl)
I1(Na)
Na+(g) + Cl-(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Hof [Na(g)]
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Hof [NaCl(g)]
NaCl(s)
Energia de rede de NaCl
Hof [Cl(g)]
- Energia de rede de NaCl
Na(g) + Cl(g)
Ligações Iônicas
Configurações eletrônicas de íons dos
elementos representativos
• Tendência a adquirir configurações de gás nobre
Ex. :
Na 1s22s22p63s1
Na+ 1s22s22p6
= [Ne]3s1
= [Ne]
• O aumento da energia de rede não é suficiente para
remoção de um elétron de nível mais interno
• Elementos pesados do grupo 4A, são encontrados
como cátions 2+ em compostos iônicos
Ligação Covalente
• A ligação covalente ocorre com o compartilhamento de
elétrons para se obter uma configuração eletrônica de
gás nobre. Essa ligação atua como uma “cola” para unir
os átomos.
Estruturas de Lewis
H + H
H
H
Atingiram a configuração estável de dois
átomos de hélio.
Ligação Covalente
• Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro,
que ao formar o octeto, adquirem uma configuração
de gás nobre, o argônio.
Cl + Cl
Cl Cl
• Geralmente representamos o par de elétrons
compartilhados como um traço; dois pares com dois
traços e três pares com três traços.
H H
Cl Cl
O C O
N
N
Ligação Covalente
Observação:
• Para os não-metais, o número de elétrons de valência
em um átomo neutro é o mesmo do grupo. Por
exemplo, os elementos da família 7A possuem 7
elétrons em sua camada de valência, os da 6A, 6
elétrons etc.
• A distância entre os átomos ligados diminui à medida
que o número de pares de elétrons compartilhados
aumenta.
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
• Ligação covalente apolar
• Ligação covalente polar
• Ligação iônica
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
Ligações covalentes
polares e apolares
• Elétron de ligação
• União entre átomos idênticos
• União entre átomos diferentes
• Eletronegatividade
• Grau de polaridade e diferença em eletronegatividade
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
+
-
Composto AB
-q
+q
+
A
d
+
B
μ
μ=Qr
• B mais eletronegativo
• A mais eletropositivo
• Densidade eletrônica em B maior do que em A
• Momento dipolar de A para B
Polaridade da ligação e
eletronegatividade
Momentos de dipolo
• Cargas de igual magnitude e sinais opostos, quando
separados, um dipolo é produzido.
• A magnitude é o produto da carga com a distância
 = Qr
• A eletronegatividade afeta mais o momento de dipolo
do que o comprimento de ligação.
Desenhando Estruturas
de Lewis
Para tal, devemos seguir os seguintes passos:
PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência
Cl P Cl
Cl P Cl
Cl P Cl
Cl
Cl
Cl
BrO3- : 7 + (3 x 6) + 1 = 26
[
O Br O
O
]
Desenhando Estruturas
de Lewis
Carga Formal
• Podemos desenhar várias estruturas de Lewis
diferentes que obedecem à regra do octeto.
• CF = nº e- valência – nº e- na estrutura de Lewis
Observação: cargas formais não representam cargas
reais dos átomos.
Estruturas de
Ressonância
• Moléculas possuem um arranjo
determinado
• Regras de Lewis para desenho de
estrutura, não permitem, uma
representação adequada
• Considerada uma ligação  e meia
ligação 
Estruturas de
Ressonância
Exceções à Regra do
Octeto
• Número ímpar de elétrons (ClO2, NO e NO2).
NO contém 5 + 6 = 11 elétrons de valência
N
O
ou
N
O
Exceções à Regra do
Octeto
• Deficiência em elétrons (boro e belírio).
• Expansão do octeto (PCl5, SF4, AsF6-)
Forças das ligações
covalentes
• Estabilidade está relacionada com as ligações
covalentes da molécula
• Força da ligação é determinada pela energia
necessária para quebra da ligação
• Moléculas com ligações fortes, possuem menor
tendência a sofrer variação química
Forças das ligações
covalentes
Comprimento de ligação
• Distância entre os núcleos dos átomos envolvidos
• Quanto mais ligações entre dois átomos, mais curta e
mais forte a ligação será
C C
C C
C C
1,54 Å
1,34 Å
1,20 Å
348 kJ/mol
614 kJ/mol
839 kJ/mol
Curiosidades
Explosivos
• Energia armazenada em ligações
químicas
• Decomposição exotérmica
• Produtos da decomposição gasosos
• Decomposição muito rápida
• Estável
Curiosidades
• Ligações químicas fracas, e decomposição em
moléculas com ligações muito fortes
• N2(g) ,CO(g) e CO2(g) , compõem os explosivos
• Nitroglicerina: amarelo-pálida, sensível
• Alfred Nobel, “acidentalmente” descobriu a
dinamite
• Prêmio Nobel
Referências
Bibliográficas
• Brown, Lemay, Bursten. “Química: a ciência
central”. 9ª edição
• Masterton: Princípios de Química
• Enciclopédia Encarta 2000