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Capítulo 08
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Conceitos básicos de ligação
química

Capítulo 08
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
elétricas.

Capítulo 08
Porque estudar?

Capítulo 08
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons.
Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros
unidos.
Ligações químicas, símbolos
de Lewis e a regra do octeto e
geometria molecular

Capítulo 08
Ligação iônica
Ocorre entre: METAL e AMETAL
METAL e HIDROGÊNIO
Os elétrons de valência são transferidos entre átomos
produzindo íons.
Uma ligação iônica resulta da atração eletrostática de íons de
cargas opostas.
Forma-se com átomos de diferentes eletronegatividades (um
alta e outro baixa)

Capítulo 08
• O NaCl forma uma
estrutura muito regular
na qual cada íon Na+
é
circundado por 6 íons
Cl-
.
• Similarmente, cada íon
Cl-
é circundado por
seis íons Na+
.
• Há um arranjo regular
de Na+
e Cl-
em 3D.
• Observe que os íons são
empacotados o mais
próximo possível.
Ligação iônica

Capítulo 08
Energias envolvidas na
formação da ligação iônica
• A formação de Na+
(g) e Cl-
(g) a partir de Na(g) e Cl(g) é endotérmica.
• Por que a formação de Na(s) é exotérmica?
• A reação:
NaCl(s)  Na+
(g) + Cl-
(g) é endotérmica (H = +788 kJ/mol).
• A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa:
Na+
(g) + Cl-
(g)  NaCl(s) é exotérmica (H = -788 kJ/mol)
Portanto na formacão do retículo cristalino o sistema tende ao mínimo de energia e
consequentemente é mais estável.
Ligação iônica

Capítulo 08
Propriedades gerais dos sólidos iônicos:
a) sólidos cristalinos (duros ou quebradiços)
b) pontos de ebulição e fusão altos
c) condução de eletricidade no estado líquido
d) Solubilidade alta em água
Ligação iônica

Capítulo 08
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um
elétron.
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons e dão
origem a compostos moleculares.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
• Por exemplo: Cl + Cl  Cl2
Ligação covalente
Ocorre entre:
AMETAL e AMETAL
AMETAL e HIDROGÊNIO
HIDROGENIO E HIDROGENIO

Capítulo 08
Ligação covalente

Capítulo 08
Propriedades dos compostos moleculares:
São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente
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.
Ligação covalente

Capítulo 08
Símbolos de Lewis
• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos
elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao
redor do símbolo do elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por
pontos desemparelhados.
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
Símbolos de Lewis e a
Regra do Octeto

Capítulo 08
Símbolos de Lewis e a
Regra do Octeto

Capítulo 08
Regra do Octeto

Capítulo 08
Ligação iônica
Cl 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
(Z=17)

Capítulo 08
Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de
Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é
representado por uma única linha:
Ligação covalente

Capítulo 08
Ligações múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre
dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Ligação covalente

Capítulo 08

Capítulo 08
1. Ver qual é o átomo central e desenhar o esqueleto (normalmente
são os de menor eletronegatividade; (Carbono são sempre
centrais, Hidrogênios são sempre terminais.)
2. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
3. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.
• Complete o octeto dos átomos terminais primeiramente.
• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um
octeto, tente ligações múltiplas.
Desenhando as estruturas
de Lewis

Capítulo 08
Carga formal
• Em alguns casos é possível desenhar mais de uma estrutura de
Lewis obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos.
• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga
formal.
• A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula
se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
Mais de uma estrutura
possível

Capítulo 08
Carga formal
• Para calcular a carga formal:
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao
átomo no qual estão localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação.
• A carga formal é:
Desenhando as estruturas
de Lewis
• A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada
átomo,

Capítulo 08
• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja,
moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja,
moléculas com expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos. ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.
Exceções à regra do octeto

Capítulo 08
Deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto.
• O exemplo mais típico é o BF3.
Exceções à regra do octeto

Capítulo 08
Ligação Metálica
Metais, em geral:
 Conduzem corrente elétrica.
 São brilhantes e maleáveis.
 Têm alta condutibilidade térmica.
 E elevada temperatura
de fusão
Formada entre átomos de elementos metálicos.
Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos.
Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co

Capítulo 08
Teoria de VSEPR
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.
• Modelo de Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência
Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de
valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume
qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão.
O modelo mais simples é baseado na estruturas de
Lewis: VSEPR (valence shell electron-pair repulsion)

Capítulo 08
• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central,
consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares
ligantes).
• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos
somente na posição dos átomos.
Teoria de VSEPR

Capítulo 08
• Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a
distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares não-
ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes
(aqueles encontrados entre dois átomos).
• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço
3D de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não
ligantes).
• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para
minimizar a repulsão e-
-e-
.
Teoria de VSEPR

Capítulo 08
• Para determinar o arranjo:
• Desenhe a estrutura de Lewis,
• conte o número total de pares de elétrons ao redor do
átomo central,
• ordene os pares de elétrons em uma das geometrias
acima para minimizar a repulsão e-
-e-
e conte as
ligações múltiplas como um par de ligação.
Teoria de VSEPR

Capítulo 08
• Toda ligação iônica é polar.
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão
localizados mais próximos a um átomo do que a outro (diferença
de eletronegatividade).
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
para si em certa molécula (quando ligado a outro elemento).
• Linus Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de
0,7 (Cs) a 4,0 (F).
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares levando a formação do dipolo elétrico.
Polaridade da ligação e
eletronegatividade

Capítulo 08
eletronegatividade
Eletronegatividade
• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao subirmos em um grupo.

Capítulo 08
Eletronegatividade e
polaridade de ligação
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida
da polaridade de ligação:
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons
igual ou quase igual);
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons
desigual);
ligações iônicas (transferência de elétrons).
eletronegatividade

Capítulo 08
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por + e
o polo negativo por -.
eletronegatividade
Momentos de dipolo
• Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o
HF de um dipolo.
+-

Capítulo 08
• Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação
entre eles é polar.
• É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar.
• Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear.
Forma molecular e
polaridade molecular
+ -
-

Capítulo 08
• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se cancelam.
• 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.
• Conseqüentemente, a água é uma molécula polar.
Forma molecular e
+
-
+

Capítulo 08
• A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria
molecular.
Forma molecular e

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