O documento discute diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações covalentes, iônicas e metálicas. Também aborda conceitos como estruturas de Lewis, polaridade de ligações, eletronegatividade e carga formal para representar ligações entre átomos. Exemplos são fornecidos para ilustrar esses conceitos-chave.

1. QUÍMICA Ligações químicas QUÍMICA GERAL

2. É a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligações químicas Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Ligação metálica : é a força atrativa que mantém metais puros unidos.

3. Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons de valência como pontos ao redor do símbolo do elemento. 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

4. Ligação iônica Exercícios 1. Escreva as configurações eletrônicas e o símbolo de Lewis para os seguintes átomos e íons: a) 20 Ca; b) 15 P; c) 10 Ne; d) 9 F - e e) 11 Na + .

5. Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s 2 p 6 . 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). Exemplo: Na (Z=11) e F (Z=9) Cuidado : existem várias exceções à regra do octeto. Regra do octeto

6. É formada quando um átomo possui uma energia de ionização baixa e outro apresenta um afinidade eletrônica alta, ou seja, resulta da transferência de elétrons entre metais e não-metais. Considere a reação entre o sódio e o cloro: Na( s ) + ½Cl 2 ( g )  NaCl( s )  H º f = - 410,9 kJ Ligação iônica

7. Ligação iônica arranjo regular de Na + e Cl  em 3D.

8. Energias envolvidas na formação da ligação iônica Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização do sólido iônico é dada pela energia de rede Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. NaCl( s )  Na + ( g ) + Cl  ( g ) (  H = + 788 kJ/mol). A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:   é uma constante ( 8,99 x 10 9 J m/C 2 ), Q 1 e Q 2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros. Ligação iônica

9. Energias envolvidas na formação da ligação iônica A energia de rede aumenta à medida que: As cargas nos íons aumentam A distância entre os íons diminui Exemplo: Ordenar os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: LiF, LiCl e LiI e CaO. * Ligação iônica

10. Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsI, MgO e SrO. Exercitando

11. Ligação iônica

12. Praticando: Determine a fórmula química do composto iônico formado entre os seguintes pares de elementos: (a) 13 Al e 9 F; (b) 19 K e 16 S; (c) 39 Y e 8 O; (d) 12 Mg e 7 N Ligação iônica

13. A ligação Covalente resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Exemplos de compostos covalentes: Gases na atmosfera (O 2 , N 2 , H 2 O e CO 2 ) Combustíveis comuns (CH 4 ) Íons comuns (CO 3 2- , CN - , NH 4 + , NO 3 - e PO 4 3- ) Ligação covalente

14. Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. Por exemplo: H + H  H 2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H. Ligação covalente Para que a molécula H 2 exista como entidade estável, as forças atrativas devem exceder as forças repulsivas. Os dois núcleos carregados positivamente repelem-se mutuamente, assim como os dois elétrons carregados negativamente.

15. 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

16. 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 (H 2 ); Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O 2 ); Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N 2 ). Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. Ligação covalente

17. 1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. Para um ânion, adicione um elétron para cada carga negativa. Para um cátion, subtraia um elétron para cada carga positiva Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. OBS: O átomo central, em uma molécula ou íon, é normalmente escrito primeiro, como ex. CO 2- e SF 4 e é geralmente o menos eletronegativo. 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

18. Desenhe a estrutura de Lewis para os seguintes compostos: CH 4 b) NH 4 + c) SF 2 d) SO 2 e) CO 2 f)ClO 3 - g) SO 3 2- h) H 2 SO 4 ( o H está ligado a O) Exercitando

19. Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados, mas nem sempre esse compartilhamento é igual entre os átomos. A polaridade da ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons entre os átomos, temos: Ligação covalente apolar – Os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos. Ex: Cl 2 , N 2 , ou seja, átomos idênticos Ligação covalente polar – Um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro. Ex: HF Polaridade da ligação e eletronegatividade

20. Usamos a grandeza chamada eletronegatividade para estimar se determinada ligação será covalente apolar, covalente polar ou iônica. A Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula . Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 ( Cs ) a 4,0 ( F ). A eletronegatividade na tabela periódica aumenta: ao logo de um período e ao subir em um grupo. Polaridade da ligação e eletronegatividade

21. Polaridade da ligação e eletronegatividade

22. 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); Ex: F 2 4 – 4 = 0 as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); Ex: HF 4 – 2,1 = 1,9 as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons). Ex: LiF 4 – 1 = 3 Polaridade da ligação e eletronegatividade

23. No HF, ligação covalente polar, o flúor, mais eletronegativo, atrai a densidade eletrônica (os elétrons), deixando uma carga parcial positiva no átomo de hidrogênio e uma carga parcial negativa no átomo de flúor. A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por  + (delta mais) e o polo negativo por  - (delta menos. Polaridade da ligação e eletronegatividade  +  -

24. Carga formal 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. Desenhando as estruturas de Lewis

25. 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: Carga formal = (elétrons de valência) átomo isolado – (elétrons de valência) átomo ligado Desenhando as estruturas de Lewis

26. Carga formal Considere: Para o C : Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica). Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. Carga formal: 4 - 5 = -1. Desenhando as estruturas de Lewis

27. Carga formal Considere: Para o N : Existem 5 elétrons de valência. Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. Carga formal = 5 - 5 = 0. Escrevemos: Desenhando as estruturas de Lewis

28. Carga formal A soma das cargas formais dos átomos de uma molécula é igual a zero, e a de um íon, igual à carga do íon. Exemplos 1: CO 2 , ClO 4 - , NO + Exemplos 2: Três estruturas são possíveis para o íon tiocianato, NCS - , são: (a) Determine as cargas formais dos átomos em cada uma das estruturas. (b) Qual estrutura de Lewis deve ser a preferencial? Desenhando as estruturas de Lewis

29. 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. 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 ). Desenhando as estruturas de Lewis

30. Estruturas de ressonância Desenhando as estruturas de Lewis

31. Estruturas de ressonância A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. A estrutura do ozônio é melhor representada assim: Desenhando as estruturas de Lewis

32. Ressonância no benzeno 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. Desenhando as estruturas de Lewis

33. Ressonância no benzeno Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel: O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro). Desenhando as estruturas de Lewis

34. 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. Geralmente, moléculas como ClO 2 , NO e NO 2 têm um número ímpar de elétrons. Exceções à regra do octeto

35. Deficiência em elétrons Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. O exemplo mais típico é o BF 3 As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons. Exceções à regra do octeto

36. Expansão do octeto Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. Os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Ex: SiF 5 - , SF 4 e SF 6 Exceções à regra do octeto

37. A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação , D . Isto é, para a molécula de Cl 2 , a D (Cl-Cl) é dada pelo  H para a reação: Cl 2 ( g )  2Cl( g )  H = 242 kJ Quando mais de uma ligação é quebrada: CH 4 ( g )  C( g ) + 4H( g )  H = 1660 kJ A entalpia de ligação é uma fração do  H para a reação de atomização: D (C-H) = ¼  H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ Forças das ligações covalentes