O documento discute os conceitos de ligações químicas, incluindo: 1) Ligações iônicas ocorrem quando átomos transferem elétrons completamente, formando íons com cargas opostas que se atraem. 2) Ligações covalentes ocorrem quando átomos compartilham elétrons, formando moléculas. 3) A eletronegatividade determina o caráter polar ou apolar das ligações covalentes.

1. 29/03/2012
Universidade Federal da Paraíba Ligações Químicas
Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química União entre os átomos
Disciplina: Química Geral
Ocorre entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e
seus elétrons tem menos energia que a energia total dos átomos
separados.
Abaixamento de energia
Ligações Químicas
transferência completa de compartilhamento de elétrons, união
um ou mais elétrons – dos átomos
Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira formação de íons e do
Professora: Liliana Lira Pontes composto iônico
Ligação Covalente - moléculas
Semestre 2012.1 Ligação Iônica
Ligações Químicas
Ligação metálica
Átomos formam íons para atingir a configuração de um gás nobre-
Regra do octeto – os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons até
que existam oito elétrons em sua camada de valência;
Elementos metálicos do bloco s perdem elétrons – cátion;
Muitos cátions são
mantidos juntos por um Elementos do bloco p e d, (alumínio(Al) e Ferro(Fe)), podem
grande número de elétrons perder vários elétrons para formar os cátions;
Os não-metais raramente perdem elétrons – EI elevada – recebem
elétrons;
Mudança de energia – posição
dos elétrons de valência
Ligações Iônicas
Ligações Iônicas
Elétrons são transferidos da camada de valência A Formação das Ligações Iônicas Ex: NaCl
de um átomo para a camada de valência de outro. Energia de ionização = 494 kJ.mol-1
Energia requerida
(3s1)
O átomo que perde elétrons - íon positivo (cátion) Dois átomos : Na (g) Na+ (g) + e-
Cl- (g) Afinidade eletrônica = 349 kJ.mol
Cl (g) + e- -1
e o que ganha elétrons (ânion) Ex: LiF Energia liberada
Ex: Li 1s2 2s1 Li+ (1s2) + e- F (1s2 2s2 2p5) + e- F- (1s2 2s2 2p6)
Mudança de energia = 494 – 349 = +145 kJ.mol-1
Não há razão para se formar NaCl!
Li+ + F- LiF formação do composto iônico Forte contribuição da atração Coulômbica
(eletrostática) entre os íons de cargas opostas no
sólido
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2. 29/03/2012
Ligações Iônicas
Íons sódio e cloro se juntam para formar o sólido, sua atração
mútua libera grande quantidade de energia;
Na+ (g) + Cl- (g) Energia liberada = 787 kJ.mol-1
NaCl (s)
Mudança de energia líquida no processo global
Na (g) + Cl (g) 145 -787 = -642 kJ.mol-1 Um sólido iônico é um
NaCl (s)
(decréscimo de energia) conjunto de cátions e
ânions empacotados m
um arranjo regular.
Ligações Iônicas e a Energia Reticular
Energia (ou entalpia) de rede (energia O mol é a unidade do SI para
reticular): permite que compostos iônicos se quantidade de substância. Essa
formem. Estabilidade do composto.
quantidade não se refere à massa
Energia necessária para vaporizar um sólido.
ou volume da amostra, mas ao
número de átomos, moléculas ,
NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) Energia reticular U= 787 kJ.mol-1
presentes na amostra.
1 mol de NaCl 1 mol de Na+ + 1 mol de Cl-
(sólido cristalino) (íons oriundos do NaCl)
Energia Reticular
Retículo cristalino
Endotérmicas e sinal positivo, expressas em ∆H (∆HL)
∆HL = Hm (íons,g) – Hm(sólido)
Depende do tamanho do íon e da sua carga ;
menor íon, maior energia reticular.
Não pode ser medida diretamente, mas podemos calcular de
maneira indireta.
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3. 29/03/2012
Cálculo da energia reticular Ciclo de Born-Haber
Ciclo de Born – Haber ( Lei de Hess
(∆H ))
Lei de Hess: O valor de ∆Ho Caminho fechado de etapas,
para qualquer reação que uma das quais é a formação de
pode ser escrita em etapas é uma rede sólida a partir de íons
igual à soma dos valores de na fase gás.
∆Ho de cada uma das etapas
A variação de entalpia dessa
Ciclo de Born – Haber etapa é o inverso da entalpia de
rede. (etapa desconhecida e tem
Mostra todos os passos que valor negativo)
contribuem para a energia
total da reação de formação  A soma das variações de
do composto iônico. entalpia para o ciclo completo é 0.
Ciclo de Born-Haber Ionização
Ciclo de Born-Haber
Lembrando:
A soma das variações de entalpia para o
(4) Cl(g) + e- Cl-(g) Ex: KCl ciclo completo é 0.
495,4 kJ mol-1 -348,8 kJmol-1
(3) Na(g) Na+(g) + e-
H1sub + H2dis + HEi+ H4AE - (- Hf ) - HL =0
Atomização
121,3 kJ mol-1 (5) Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)
(2) 1/2 Cl2(g) Cl(g)
H = ? H1sub + H2dis + HEi+ H4AE + Hf = HL
(1) Na(s) Na(g) 107,8 kJmol-1
Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) Urede ou HL = - H5
Hf = -411,3 kJ mol-1 HL = ?
H1 + H2 + H3 + H4 + H5 = Hf
HL = 89 + 122 + 418 + (-349) +437 = + 717
Valor da H5 = -787 kJ/mol
combinação direta kJ. mol-1
dos elementos Urede ou HL = + 787 kJ/mol
livres
Ciclo de Born-Haber
Ligação Covalente
EX: MgBr2 Ligação covalente – diminuição de energia é dada
pelo compartilhamento de elétrons.
Energia de rede? Elementos não-metálicos se combinam para
formar moléculas (ligação covalente).
H2, N2, O2, F2 e as espécies poliatômicas P4 e S8.
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Ligação Covalente Símbolo de Lewis
“Os átomos formam ligações
Molécula de H2 através do compartilhamento de
pares de elétrons entre eles”
Inventou uma forma de mostrar os
elétrons de valência quando os átomos
formam ligações químicas.
Gilbert Lewis Representou cada elétron de valência
1916
cada um dos átomos de hidrogênio, na como um ponto e arranjou-os em torno
molécula H2 realiza o compartilhamento dos dois do símbolo do elemento.
elétrons. H
Estrutura de Lewis
Estrutura de Lewis
Ligação Covalente
Compostos Iônicos
Ligação no H2: H + H H H H-H
Ligação no F2: F + F F F ou F-F
Elétrons não envolvidos na ligação: Par ligante
pares isolados ou não-ligantes
Estrutura de Lewis e a Ligação
Covalente Ajuda no entendimento das propriedades das
A estrutura de Lewis de uma molécula moléculas, incluindo suas formas e suas possíveis
representa os átomos por seus símbolos reações.
químicos, as ligações covalentes por linhas e os
pares isolados por pares de pontos. Um par de elétrons emparelhado é chamado de
ligação simples.
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Ligação Covalente Ordem de Ligação
Distância média entre A quantidade de Lewis – descreve a maneira como os átomos
os dois núcleos – energia necessária para compartilham os elétrons nas ligações químicas;
comprimento de ligação quebrar a ligação –
ou distância de ligação energia de ligação
comprimento da ligação e energia de ligação
H2
Ordem de ligação
Ordem de Ligação
Ordem de Ligação
Número de pares de elétrons
compartilhados entre os átomos.
Medida da intensidade da densidade e- na
O.L. Tabela 8.3
ligação. 1
2
Quanto a densidade e- mais firmemente 3
os núcleos estão unidos.
Como desenhar a estrutura de Como
Lewis ? desenhar
CO2 a
O C O C ( G4= 4e-) 1x4 = 4e-
estrutura
O( G6 = 6e-) 2 x 6 = 12e- de Lewis ?
16e-
NH4+ ? BF3 ? HClO3 ?
IF4 - ?
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Estrutura de Lewis e a Regra do Octeto
Estrutura de Lewis deveria mostrar que a regra do Outras poucas moléculas podem se
Octeto é obedecida. comportar como tendo menos que oito e-
CO2, Cl2 , N2...
Há algumas moléculas e íons onde a regra não é
obedecida ou inadequada
Exceto 2o período, Ex:
carbono(C) e o
Ex: PCl5 nitrogênio (N) –
muitos não metais
podem ter mais que 8
e-
Eletronegatividade Eletronegatividade
Medida da capacidade de um átomo atrair
para si os elétrons partilhados numa
ligação.
H2 - os elétrons são igualmente partilhados pelos dois
núcleos.
HCl ou HF- Os elétrons passam mais tempo na vizinhança
de um dos átomos.
+ -
Ligação covalente polar
Ligações Iônicas e Covalentes Ligações Iônicas e Covalentes
Ligação Iônica Ligação Covalente Apolar
Ligação Covalente Polar
..
Cs+ [ : . .: ] -
F
H2, Cl2, O2, N2 Grau de polaridade de
uma ligação (quantidade
Não há diferença de do caráter iônico) –
eletronegatividade Ligação torna-se mais de
50% iônica quando a
Diferença de eletronegatividade é diferença de
muito grande. O átomo mais eletronegatividade
eletronegativo controla os e- exceder 1,7.
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7. 29/03/2012
Previsão do caráter da ligação 1,0 2,9
Se EN < 1,7 a ligação é covalente polar;
Se EN ~ 1,7 tem 50 % de caráter iônico;
Se EN> 1,7então a ligação é predominantemente 2,1
iônica;
Se EN = 0, a ligação é covalente apolar (0% de
caráter iônico).
Propriedades de compostos Propriedades de compostos
covalentes e iônicos covalentes e iônicos
Compostos covalentes: geralmente gases, Compostos iônicos: sólidos de ponto de
líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão. fusão elevado
H2O CO2
Sacarose
Ligação Covalente Normal e
Propriedade NaCl CCl4 Coordenada
Aspecto sólido branco líquido incolor
T fusão/ °C 801 - 23 Para reconhecer a proveniência dos elétrons
T ebulição/ °C 1413 76.5 na estrutura de Lewis, geralmente usa-se “o”
solubilidade em H2O elevada bastante baixa ou “X” no lugar dos pontos.
Condutividade elétrica
sólido mau mau NH3
fundido bom mau
ligação covalente normal
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Carga Formal
Íon amônio NH4+ - ligação covalente coordenada
A determinação das cargas elétricas de átomos ligados é
muito difícil.
Métodos aproximados carga formal e número de oxidação
Carga que um átomo teria se todos os pares de
elétrons fossem compartilhados por igual
(covalente apolar), Carga aparente.
Cálculo da carga formal sobre um átomo Carga Formal
Ex: H2SO4
Para o Oxigênio (O) 1- ligados ao hidrogênio
O = 6-(2+4) = 0
2- aqueles não ligados ao hidrogênio
Para o enxofre (S) S = 6 – (4+0) = +2
Para o Hidrogênio (H) H = 1-(1+0) = 0
Para o Oxigênio (O)
Carga formal=(No de e- na camada de val. átomo isolado) –
( No de ligações do átomo) + No de e- não-compartilhado (a) ligados ao hidrogênio O = 6-(2+4) = 0
(b) aqueles não ligados ao hidrogênio O = 6-(1+6) = -1
Carga Formal Exemplo: O íon sulfato, SO42- ocorre em vários
minerais importantes,como por exemplo o
Para moléculas neutras a soma das cargas formais tem gesso (CaSO4. 2H2O). Calcule a carga formal
de ser zero. nas três estruturas.
Para íons a soma tem de igualar a carga do íon.
Estruturas de Lewis com menores cargas formais são
mais prováveis.
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