Este documento discute diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas. Ele explica como as ligações são formadas através da transferência ou compartilhamento de elétrons e como isso afeta as propriedades das substâncias. Além disso, apresenta estruturas de Lewis para representar ligações e discute a polaridade das ligações com base na eletronegatividade dos átomos.

1. AULA
QUÍMICA PARA
ENGENHARIA
• Conceito de ligação química
• Ligação covalente e iônica
• Polaridade da ligação e eletronegatividade
AULA 4/5: • Estruturas de Lewis
•Ligações Químicas(Brown: Cap.
8 e 9)
Professor:
Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)
© 2005 by Pearson Education Capítulo 08
DUAS SUBSTÂNCIAS DUAS SUBSTÂNCIAS
Apesar das suas semelhanças, sacarose e NaCl são substâncias
muito diferentes.
Cloreto de sódio Sacarose
(NaCl) (C12H22O11)
NaCl C12H22O11
Substancia iônica Ligações covalentes
Ligações iônicas
Solubilidade: 359 g/L Solubilidade: 2000 g/L
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2. LIGAÇÕES QUÍMICAS LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÃO QUÍMICA:
A força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.
TIPO DE LIGAÇÃO ORIGEM
Resulta do compartilhamento de elétrons
Ligação covalente: entre dois átomos. Normalmente encontrada
entre elementos não-metálicos
Resulta da transferência de elétrons de um
Ligação iônica:
metal para um não-metal
A força atrativa que mantém metais puros
Ligação metálica
unidos.
LIGAÇÕES QUÍMICAS: ESTRUTURAS DE
LEWIS
G.N. LEWIS
• Os elétrons envolvidos com a ligação química são elétrons de valência (nível
mais externo e mais incompleto).
ESTRUTURAS 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.
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3. LIGAÇÕES QUÍMICAS: ESTRUTURAS DE
LEWIS
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons
até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).
• Funciona tanto para compostos iônicos quanto para ligações covalentes.
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
LIGAÇÃO IÔNICA
O exemplo do NaCl...
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO IÔNICA
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
• A reação é violentamente exotérmica.
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hºf = -410,9 kJ
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem.
Por quê?
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o
elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a configuração
eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar.
• Ambos têm um octeto de elétrons circundando o íon central.
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4. LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO IÔNICA: ENERGIA PARA
FORMAR LIGAÇÕES IÔNICAS
• Como muitas substâncias iônicas, o NaCl forma uma estrutura muito regular
na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-.
Podemos ver a partir do vídeo que a etapa inicial é inserir energia no sistema
• 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.
• A Formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir dos seus elementos é endotérmica.
• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a
rede iônica. • 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 é exotérmica:
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ∆H = -788 kJ/mol
• Isso se chama ENERGIA DE REDE.
LIGAÇÃO IÔNICA
• Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol
de um composto sólido iônico em íons gasosos.
• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:
q1q 2
El = κ
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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5. LIGAÇÃO IÔNICA
A energia de rede aumenta à medida que:
• As cargas nos íons aumentam;
• A distância entre os íons diminui;
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS
IÔNICOS
COMPOSTOS IÔNICOS: PONTOS DE
Compostos iônicos são duros e quebradiços FUSÃO E EBULIÇÃO
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6. COMPOSTOS IÔNICOS: ÍONS POLIATÔMICOS
COMPOSTOS IÔNICOS: SOLUBILIDADE
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em
um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, g. SO42-,
NO3-.
LIGAÇÕES COVALENTES
• A grande maioria das substâncias não são iônicas
• Assim, precisa-se de um modelo diferente.
• Lewis inferiu que átomos poderiam dividir elétrons uns com os
LIGAÇÃO COVALENTE
outros até alcançar a configuração de um gás nobre.
• Este tipo de ligação é chamada de covalente
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7. LIGAÇÕES COVALENTES LIGAÇÕES COVALENTES
Vamos imaginar 2 átomos se aproximando, e
• Quando os dois átomos se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um
elétron para formar um octeto;
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para
que cada um atinja o octeto;
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química;
• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois
núcleos de H.
LIGAÇÕES COVALENTES: ESTRUTURAS DE LEWIS LIGAÇÕES COVALENTES: LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos • É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos
elementos:
(ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
Cl + Cl Cl Cl
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado • Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
por uma única linha:
H H O O N N
H
H O H N H
Cl Cl H F H C H • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de
H H pares de elétrons compartilhados aumenta.
H
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8. LIGAÇÕES COVALENTES: POLARIDADE DA LIGAÇÃO LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em
certa molécula .
• Relaciona-se com a energia de ionização e afinidade eletrônica.
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• Linus Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não 4,0 (F).
significa compartilhamento igual daqueles elétrons. • A eletronegatividade aumenta ao logo de um período.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão
localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
• Causas??
LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE LIGAÇÕES COVALENTES: 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);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações
covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações
Como aplicar isso?
iônicas (transferência de elétrons).
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9. LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE
E POLARIDADE DE LIGAÇÃO E POLARIDADE DE LIGAÇÃO
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ+ e o Qual ligação é mais polar: (a) B-Cl ou C-Cl; (b) P-F
polo negativo por δ-. ou P-Cl?
C = 2,5
P = 2,1
Cl = 3,0
B = 2,0
F = 4,0
COVALENTE IÔNICA
APOLAR
LIGAÇÕES COVALENTES: ELETRONEGATIVIDADE
E POLARIDADE DE LIGAÇÃO
Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
MAIS SOBRE AS ESTRUTURAS DE LEWIS
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o
HF de um dipolo.
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10. DESENHANDO AS ESTRUTURAS DESENHANDO AS ESTRUTURAS
DE LEWIS DE LEWIS
Pratique:
As estruturas de Lewis ajudam entender a ligação em muitos Desenha o estrutura de Lewis para
compostos químicos. Os passos: 1. CH2CH3
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 2. HCN
2. 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 ligados ao átomo central.
• 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: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis.
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas
similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.
ESTRUTURAS DE RESONÂNCIA
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo
que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla
(mais curta).
O
O
O
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11. DESENHANDO AS ESTRUTURAS DESENHANDO AS ESTRUTURAS
DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
• As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real,
que é uma mistura entre várias possibilidades extremas.
• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.
DESENHANDO AS ESTRUTURAS DESENHANDO AS ESTRUTURAS
DE LEWIS: ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA DE LEWIS: BENZENO
Benzeno: Uma das substâncias químicas mais importante industrialmente.
• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada
átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio.
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o
mesmo comprimento.
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
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12. FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada
entalpia de dissociação de ligação (∆H),
∆
Convenção
FORÇAS DAS LIGAÇÕES
Normalmente se usa um subscrito para indicar o tipo de reação:
p.ex. ∆ subH, ∆ vapH ou ∆ rH para uma reação em geral.
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
A energia de ligação de moléculas diatômicas é relativamente simples:
• Quando mais de uma ligação é quebrada:
Para a molécula de Cl2, ∆H para a reação:
CH4 (g) → C(g) + 4H(g) ∆ r H = 1660 kJ
Cl2 (g)  ∆ 2Cl(g) ∆ lig H = 242 kJ
→
• A entalpia de ligação é uma fração do ∆H para a reação total de
Obs: Vocês devem lembrar (formação de NaCl) que essa reação precisa atomização:
de uma energia de ativação para ocorrer ∆rH
∆ ligH = = 415 kJ
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13. FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
• Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia para uma
reação química.
• Admitimos que em qualquer reação química as ligações precisam ser
quebradas para que novas ligações sejam formadas.
• A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações quebradas
menos a soma das entalpias das ligações formadas.
∆ rH = ∑ ∆ ligH − ∑∆ lig H
Reagentes Produtos
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
• Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são quebradas enquanto
Quando a soma das entalpias é: uma ligação C-Cl e uma ligação H-Cl são formadas.
∆ H é negativa, a reação libera calor
(exotérmica)
∆ H é positiva, a reação precisa de calor para
prosseguir. (Endotérmica)
Considerando a reação entre o metano, CH4, e o cloro: • A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as ligações formadas
são mais fortes do que as ligações quebradas.
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) ∆ rH = ?
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14. FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES
Onde achar os dados de ligação?
CRC Handbook of Chemistry and Physics
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES: LIGAÇÃO QUÍMICA: PONTOS
COMPRIMENTO DA LIGAÇÃO IMPORTANTES
• Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as
ligações simples.
• Classificação de ligações químicas: Iônicas, covalentes e
• Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que metálicas;
as ligações simples.
• Símbolos de Lewis;
• Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos • Regra do Octeto (e exceções);
são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos.
• O ciclo de Born-Haber para a formação de NaCl;
• Polaridade de ligação (ligações polares e apolares);
Tipo Comp. (Å) ∆ ligH (kJ) • Eletronegatividade
C C Simples 1,54 348 • Estruturas de ressonância
C C Dupla 1,34 614 • Entalpias de ligação e de reação.
C C Tripla 1,20 839
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15. GEOMETRIA MOLECULAR
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o
número e os tipos de ligações entre os átomos.
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação.
GEOMETRIA MOLECULAR • Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os
ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5°.
• Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana.
• Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o
C no seu centro.
GEOMETRIA MOLECULAR GEOMETRIA MOLECULAR
As possíveis formas espaciais de
um molécula depende do número
de constituintes, n, na formula
geral Abn.
• Os ângulos de ligação define a geometria da molécula.
• Por sua vez os ângulos de ligação são definidos pela repulsão
entre pares de elétrons na camada de valência.
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16. GEOMETRIA MOLECULAR: FORMAS BÁSICAS
GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV
• Existem 5 estruturas geométricas básicas para a forma molecular:
• Podemos prever a geometria?
• Quando A é um elemento do bloco p, sim!
• 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.
• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível
de Valência (RPENV).
GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER
• Para determinar o arranjo:
• Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares
• Desenhe a estrutura de Lewis,
de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e
• conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, Este
pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos).
pares são denominados domínios de elétrons.
• ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a
• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de TODOS os pares
repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.
de elétrons (ligantes ou não ligantes).
• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a repulsão e--e-.
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17. GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV – COMO FAZER
GEOMETRIA MOLECULAR: RPENV RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-
NÃO-
LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, consideramos todos
os elétrons (pares solitários e pares ligantes). • O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o O:
• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição H
dos átomos.
H C H H N H O
H H H H
109.5O 107 O 104.5O
• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se
repelem tanto quanto os pares solitários.
• Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares
de elétrons não-ligantes aumenta.
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18. RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-
NÃO- RPENV: O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-
NÃO-
LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do que os
elétrons nas ligações simples.
Cl
111.4o C O
Cl 124.3o
RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE
VALÊNCIA EXPANDIDOS
RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE
VALÊNCIA EXPANDIDOS
• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de bipirâmide
trigonal) ou AB6 (octaédricos).
• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo
três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão
localizados acima e abaixo desse plano.
• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro pares
de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão
localizados acima e abaixo desse plano.
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19. RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE RPENV: MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE
VALÊNCIA EXPANDIDOS VALÊNCIA EXPANDIDOS
EXERCÍCIO
Usar o modelo RPENV para determinar a geometria de (a) SF4 e (b) IF5
SF4 - IF4 –
Gangorra Piramidal
quadrada
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