Ligações Químicas
Átomo: constituinte da menor parte de qualquer matéria;
-capacidade de se combinarem uns com os outros, lhes permite a
formação de uma grande variedade de substâncias;
Ligações Químicas
√ Iônicas
√ Metálicas
√ Covalentes
Conceito Geral: combinação entre átomos, moléculas e íons
onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.
menos estáveis
Energia
átomos isolados
mais estáveis
átomos ligados
Ligações Iônicas
-resultam da atração eletrostática entre íons de cargas opostas.
É necessário entender mudanças de energia que acompanham a
formação dos íons e as interações entre eles;
METAL
-ocorre normalmente entre:
AMETAL, SEMI-METAL, HIDROGÊNIO
Tabela 1: Ocorrência da ligação iônica
tendência
ocorrência
interação
A
ceder emetais
e-
B
receber eametais, semi-metais
e hidrogênio
atração eletrostática
cátions ↔ ânions
A Formação das Ligações Iônicas e a Energia Envolvida
Na(g) → Na+(g) + e-(g)
energia necessária = 494 KJmol-1
Cl(g) + e-(g) → Cl-(g)
energia liberada = 349 KJmol-1
-o balanço da mudança de energia é de 145 kJmol-1, ou seja, um
aumento de energia. Portanto, não teremos como formar o NaCl;
-a contribuição que falta é a forte atração coulômbica
(eletrostática) entre os íons de cargas opostas no sólido. Quando
os íons sódio e cloro se juntam para formar um sólido cristalino, a
atração mútua libera uma grande quantidade de energia.
Experimentalmente temos;
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s)
energia liberada = 787 KJmol-1
-assim, a mudança de energia líquida no processo global será:
Na(g) + Cl(g) → NaCl(s)
energia processo global = -642 KJmol-1
-observa-se um imenso decréscimo de energia resultando que
um sólido composto de íons Na+ e Cl- tem energia mais baixa do
que um gás formado por átomos de Na e Cl.
Interação entre Íons
-sabemos que íons de cargas opostas se atraem enquanto o de
mesma carga se repelem;
-podemos determinar a interação entre os íons através da
expressão de energia potencial de Coulomb entre dois íons;
(Z1e) x(Z2e) Z1Z 2e2
E p,12 =
=
4ΠΕ0r12
4ΠΕ0r12
Eq. 1
e: carga elementar do e-;
Z1 e Z2: número de cargas sobre os íons;
r12: distância entre os centros dos íons;
E0: permissividade do vácuo.
Configuração Eletrônica de Íons
-podemos predizer as fórmulas mais prováveis dos compostos
iônicos a partir da estrutura eletrônica de seus cátions e ânions;
-o hidrogênio perde um e- para formar um próton;
-quando um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele
perde um ou dois e- até atingir a estrutura de GN (ns2 np6);
-quando os átomo dos metais que estão à esquerda do bloco p
perdem seus e- s e p (no período 4), eles expõem um caroço de
GN rodeado por uma subcamada completa adicional de elétrons
d que estão firmemente unidos ao núcleo e na maior parte dos
casos não podem ser perdidos;
-já no bloco d as energias desses orbitais (n-1)d ficam abaixo dos
orbitais ns. Assim, os e- s são perdidos em primeiro lugar,
seguindo-se dos e- dos orbitais d.
-os não-metais raramente perdem e- porque suas EI são muito
altas. Entretanto, eles podem adquirir e- suficientes para atingir a
estrututa de GN (ns2 np6);
1+
2+
1+3+
(1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 +)
-elétrons de valência: e- envolvidos nas ligações químicas;
S [Ne] 3s2 3p4
Estrutura de Lewis dos Átomos
-1916 Lewis desenvolveu métodos de distribuir os elétrons em
átomos, íons e moléculas chamados de estrutura de Lewis;
Regra do Octeto
-descrição: o átomo adquire estabilidade ao completar oito
elétrons camada de valência, imitando os gases nobres.
Configuração Geral: ns2 np6
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
-Obs: Esta regra só é válida para os elementos
representativos. Exceção: H, Li, B e Be.
Íons de Metais de Transição
-metais de transição: possuem e- no orbital d e quase sempre não
formam íons com configuração de GN (ns2 np6);
-os metais Cu, Ag, Au geralmente são encontrados como íons 1+;
Ag: [Kr] 4d10 5s1
-formação dos íons: e- são perdidos do subnível com maior valor
número quântico principal (n);
-para formar íons, os metais de transição perdem primeiro os
elétrons s do nível de valência, em seguida, tantos elétrons d
quantos necessários para atingir a carga do íon.
Fe: [Ar] 3d6 4s2
Fe+2: [Ar] 3d6
Fórmulas dos Compostos Iônicos
-deve formar um composto eletricamente neutro, p. ex.;
-ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
11Na:
2 - 8 – 1 (tende a ceder um e-)
metal de baixa EI!!!
-)
Cl:
2
8
–
7
(tende
a
receber
um
e
17
Figura 1: Distribuição de elétrons nos átomos de Na e Cl.
ametal de alta AE!!!
Na
x
oo
+ oClo
o
oo
[ Na ] + + [ xo Cl oo ] oo
o
o
[Na]+ [Cl]-
→
NaCl(s)
-trata-se de um arranjo quase infinito de cátions e ânions
empacotados, de modo a dar um arranjo com a menor energia
possível.
∑ Cargas = + xy – xy = zero
Exemplos:
Ca+2 + Br-1 → CaBr2
Al+3 + S-2
→ Al2S3
Características dos Compostos Iônicos
-são sólidos a temperatura ambiente (250C, 1atm);
-apresentam elevados pontos de fusão e ebulição;
-quando submetido a impacto, quebram facilmente, produzindo
faces planas, são portanto, duros e quebradiços;
-conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou
fundidos;
-seu melhor solvente é a água.
Ligações Covalentes
-caracteriza-se pelo compartilhamento de elétrons, formando
pares eletrônicos (Lewis, 1916);
AMETAL AMETAL
-ocorre normalmente entre:
AMETAL HIDROGÊNIO
Tabela 2: Ocorrência da ligação covalente
tendência
ocorrência
interação
A
compartilhar eametais, semi-metais e
hidrogênio
e-
B
compartilhar eametais, semi-metais
e hidrogênio
par de elétrons
Natureza da Ligação Covalente
-na ligação entre dois átomos de não-metais, a prosposta de
Lewis é que um par de e- é compartilhado por ambos os átomos;
-é importante salientar que a estrutura de Lewis não mostra a
forma geométrica da molécula, somente o padrão das ligações;
-os átomos ficam juntos porque ocorre interação coulômbica entre
os dois e- e o núcleo. Portanto, nenhum dos átomos perde
totalmente os e-, não precisando receber a totalidade da energia
de ionização.
A Molécula de Hidrogênio
-a menor e mais simples molécula:
Figura 4: Energia potêncial de dois átomos de hidrogênios.
As Estruturas de Lewis e a Ligação Covalente
-consiste no compatilhamento de pares eletrônicos entre dois
átomos e pode ser representada por meio de estruturas de Lewis:
átomos isolados de H:
molécula de H2:
átomos isolados de H e F:
molécula de HF:
Ligações Múltiplas
-dois átomos podem compartilhar mais de um par de e-, ou seja,
ligação dupla e ligação tripla;
Ligação Covalente Coordenada
-ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e
outro que necessita de um par de elétrons para completar sua
camada de valência;
Figura 5: Estrutura eletrônica de Lewis para algumas moléculas que formam ligação
covalente coordenada.
Características dos Compostos Moleculares
-se apresentam no estado sólido, líquido e gasoso;
-possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos se
comparados com os iônicos;
-não conduzem corrente
ionização, por ex. H2O;
elétrica,
exceto
quando
sofrem
-a maioria dos compostos moleculares são solúveis em solvente
orgânico.
A Regra do Octeto: um Direcionamento
-existem alguns casos que a regra do octeto (estabilidade
eletrônica quando apresenta oito e- na sua camada mais externa)
é desrespeitada não sendo adequada à situação.
Camadas de Valência Expandidas
-isso acontece em decorrência da expansão da camada de
valência para mais de oito elétrons pois o átomo central possui
orbitais d vazios;
-o tamanho do átomo central;
-estruturas incomuns de alguns compostos do Grupo 13;
-o átomo de boro possui o octeto incompleto: sua camada de
valência tem somente três elétrons;
Ressonância
-algumas moléculas não podem ser corretamente expressas pela
estrutura de Lewis;
-trata-se de uma fusão de estruturas que têm o mesmo arranjo de
átomos e arranjos diferentes de e-, sendo distribuída o caráter de
ligação múltipla sobre uma molécula diminuindo sua energia.
p. ex.: O3, NO3-...
Eletronegatividade
-tendência relativa de um átomo ligado em atrair o par de elétrons
para si;
-átomos identicos : molécula covalente não-polar ou apolar;
-átomos diferentes : molécula denominada covalente polar.
Tabela 3: Diferença de eletronegatividade, tipo e caráter da ligação
Diferença de
Ligação
eletronegatividade
Tipo de Ligação
Zero
Cl-Cl
Covalente nãopolar
Intermediário
Hσ+
Clσ-
Covalente polar
Grande
Na+Cl-
Iônica
Grau de
Caráter
Covalente
Grau de
Caráter Iônico
Polaridade das Ligações
Ligação Covalente Apolar:
-ocorre em ligações
eletronegatividade;
Ex: H2
formadas
por
átomos
de
mesma
Ligação Covalente Polar
-ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes
eletronegatividades;
-em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga
parcial negativa (δ-) e no átomo menos eletronegativo se formará
uma carga parcial positiva (δ+);
Ex: HCl
Vetor Momento Dipolar (µ)
-a polaridade de uma ligação é determinada através de uma
grandeza chamada momento dipolar ou momento dipolo (µ),
sendo representado por um vetor orientado no sentido do
elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do
pólo positivo para o pólo negativo);
Ex:
Polaridade das Moléculas
-molécula apolar ⇒ µR = 0
-em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (µR)
é igual a zero;
Ex: CO2
O=C=O
⇒
O←C→O
µ
µ
⇒ µr = Zero
-molécular polar ⇒ µR ≠ 0
-em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (µR)
é diferente de zero;
p. ex: H2O
H
O
⇒
O
H
H
⇒ µr ≠ Zero (polar)
H
Determinação do Caráter de uma Ligação
-pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da
diferença de eletronegatividade (∆E):
Ligação Iônica
⇒ ∆E ≥ 1,7
Ligação Covalente
⇒ ∆E < 1,7
p.ex.:
HCl
→ ∆E = 3,0 - 2,1 = 0,9
NaCl → ∆E = 3,0 - 0,9 = 2,1
Ligação Covalente
Ligação Iônica
Comprimento de Ligação
-trata-se da distância entre os centros de dois átomos em uma
ligação covalente e corresponde à distância internuclear no
mínimo de Ep dos dois átomos;
-sinalizam para determinação do volume total e a forma de uma
molécula;
Tabela 4: Comprimentos de ligação médios e experimentais
Ligação
Comprimento de ligação médio (pm)
C-H
C-C
C=C
C C
C-O
H-O
109
154
134
120
143
96
Molécula
Comprimento de ligação (pm)
H2
N2
O2
F2
Cl2
Br2
I2
74
110
121
142
199
228
268
Energia de Ligação
-energia necessária para romper uma ligação específica numa
molécula (geralmente ∆H > 0);
H2(g) →
2H(g)
Cl2(g) →
2Cl(g)
2H(g) +
2Cl(g) →
H2(g) + Cl2(g)
432 KJmol-1 (250C)
→
243 KJmol-1
2HCl
2(-431) KJmol-1
2HCl(g)
-187KJmol-1
Balanço de Cargas Formais
-métodos utilizados nessa determinação: carga formal e número
de oxidação;
-carga formal: é a carga que um átomo teria se todos os pares de
e- fossem compartilhados por igual, isto é, se todas as ligações
fossem não-polares;
-pode ser utilizada para predizer o arranjo mais favorável dos
átomos em uma molécula;
 1 
CF =V − L + S 
 2 
V: no de e- de valência do átomo livre;
L: no de e- presentes nos pares isolados;
S: no de e- compartilhados.
Eq. 2
Ligações Metálicas
-ocorre entre átomos metálicos (metal + metal);
-como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, eles
perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres
formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos
sempre unidos formando a chamada ligação metálica.
Características dos Metais
-são sólidos à temperatura ambiente, exceto Hg;
-excelentes condutores de corrente elétrica;
-possuem alta maleabilidade e ductibilidade.