Porque as ligações químicas ocorrem? Ligações iônicas, covalentes e metálicas. Polaridade das ligações.

1. LIGAÇÕES QUÍMICAS
Profa: Valquiria Barbosa Nantes Ferreira
INSTITUTO FEDERAL DE MATOGROSSO DO SUL

2. Se são conhecidos pouco mais de 100 átomos,
como é que existem tantas substâncias diferentes?
Ligações Químicas
R: os átomos se combinam (se ligam) para
formar novas substâncias.
POR QUE ESTUDAR ESTE ASSUNTO?
Para entender como os compostos são formados e desta forma
projetar novos produtos, como fármacos, fibras sintéticas, adubos
químicos, produtos de limpeza, etc.

3. Mas o que são ligações químicas?
★ São forças de coesão que matem os átomos unidos
entre si, formando moléculas, agrupamentos de átomos
ou sólidos iônicos.
- Primárias
Iônicas
Covalentes
Metálicas
Natureza Química
- Secundárias
Dipolo-dipolo
Van Der Waals
Ligações de Hidrogênio
Natureza Física

4. Por que os átomos se ligam?
 Os átomos ligados são mais estáveis por estar numa
condição de mais baixa energia do que se estivessem
isolados.
Porque a Ligação Química ocorre?
Segundo a teoria do químico norte-americano G. N.
Lewis, os átomos reagem de forma a encontrar uma
configuração eletrônica mais estável (correspondendo à
configuração de um gás nobre) – REGRA DO OCTETO.

5. Os elétrons que estão envolvidos na ligação são
somente os da camada mais externa  elétrons e
valência.

6. Ligação Iônica
Ocorre entre átomos com baixo potencial de ionização:
Tendência a perder elétrons
Tendência a atrair elétrons
Cátions
Ânions
Atração eletrostática

7. LIGAÇÃO IÔNICA
É a conseqüência da atração eletrostática entre íons com
cargas opostas.
Ocorre entre um átomo com baixa energia de ionização:
M(g)  M+(g) + e- energia absorvida = + 495 kj mol-1
formando cátions e átomos com alta afinidade eletrônica:
X(g) + e-  X-(g) energia liberada = - 348 kj mol-1
formando um ânion.
A atração eletrostática entre o cátion e o ânion (íons) origina o
composto iônico:
M+(g) + X-(g)  [M+X-](g) energia liberada = -449 kj mol-1
total de energia = - 302 kj mol-1

8. TABELA PERIÓDICA

9. Os íons empilham-se em estruturas cristalinas regulares,
tem altos pontos de fusão e de ebulição e são quebradiços.

10. - São sólidos nas condições ambiente
- Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
- São condutores de eletricidade quando no estado
liquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água.
- A maioria dos compostos são solúveis em água.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS

12. Na(s)  Na (g) H= +108 KJ.mol-1
(sublimação)
½ Cl2(g)  Cl(g) H= +121 KJ.mol-1
(dissociação)
Na(g)  Na+
(g) + e- H= +495 KJ.mol-1
(ionização)
Cl(g) + e-  Cl-
(g) H= -348 KJ.mol-1
(afinidade eletrônica)
Na+
(g) + Cl-
(g)  NaCl(s) H= -787 KJ.mol-1
(energia retícular)
Na(s) + ½ Cl2(g)  NaCl(s) H= -411 KJ.mol-1
FORMAÇÃO DE UM COMPOSTO IÔNICO SÓLIDO

13. ESTRUTURA DE LEWIS
Numa ligação somente os elétrons da camada mais externa
participam da ligação  elétrons de valência.
A notação de Lewis representa estes elétrons. Os símbolos dos
átomos indicam o núcleo e as camadas mais internas e os elétrons
de valência são representados por pontos:

14. EXERCÍCIOS
1) Escreva a estrutura de Lewis para o cloreto de cálcio.
ESTRUTURA DE LEWIS DE COMPOSTOS IÔNICOS
Na •
••
• Cl
••
••
••
Cl -
••
Na +
••
••
2) Escreva a estrutura de Lewis para o óxido de alumínio.

16. LIGAÇÃO METÁLICA

17. LIGAÇÃO METÁLICA: Os elétrons da última camada estão
espalhados por todos os átomos do metal.

18. - Alta condutividade elétrica e térmica.
- Permitem grande deformação plástica pois as ligações
são móveis ou seja não são rígidas como as iônicas e as
covalentes.
- Possuem o brilho metálico, como os elétrons são muito
móveis trocam de nível energético com facilidade
emitindo fótons.
PROPRIEDADES DO S METAIS

19. LIGAÇÃO COVALENTE
 Ocorre quando os átomos que participam da ligação tem
a mesma tendência em atrair e perder elétrons (tem a
mesma afinidade eletrônica  compartilhamento de
elétrons.
Comprimento e força da ligação dependem do equilíbrio
das forças de repulsão e atração entre as cargas opostas.

20. A ligação ocorre quando as forças de atração vencem, ou
compensam as forças de repulsão entre as partículas
atômicas.

21. COMPRIMENTO DA LIGAÇÃO
 Define-se comprimento da ligação como a distância
entre dois núcleos de dois átomos ligados.

22. A MOLÉCULA DE HIDROGÊNIO

23. LIGAÇÕES MULTIPLAS
 Podem ocorrer ligações covalentes múltiplas, duplas ou
triplas

24. 1) Escrever o esqueleto estrutural do composto. Em geral o
átomo menos electronegativo ocupa posição central. H e F
ocupam sempre posições terminais
2) Contar o número total de electrões de valência. Para aniões
poliatómicos adicionar o número de cargas negativas. Para
catiões subtrair.
3) Desenhar uma ligação covalente simples entre o átomo
central e cada um dos átomos em redor. Completar o octeto
dos átomos ligados ao átomo central.
4) Se a regra do octeto não for verificada para o átomo central
experimentar ligações duplas ou triplas entre o átomo central
e os átomos em redor.
ESTRUTURA DE LEWIS PARA MOLÉCULAS POLIATÔMICAS

25. • Íons poliatômicos:
Estrutura de Lewis para NH4
+:
N° de elétrons: N  5 e-
H  4 e-
carga positiva  - 1 e-
total = 8 e-
Estrutura de Lewis para ClO-:
N° de elétrons: Cl  7 e-
O  6 e-
carga positiva  + 1 e-
total = 14 e-

27. RESSONÂNCIA

28. EXCEÇÕES A REGRA DO OCTETO
BF3
Trifluoreto de boro Ácido bórico
(Boro com Apenas 6 elétrons de valência em ambas as
espécies, assim como em BCl3, BBr3 e BI3.)- OCTETO
INCOMPLETO

29. SF6 BrF5 PCl5
Compostos com átomo que tem mais de oito elétrons de Valência
Exemplo: PCl5 : 40 elétrons de valência  5 do Fósforo e 35 de
Cloro
Camada de valência do Fósforo tem 10 elétrons.
Obs.: A expansão da camada de valência só ocorre, quando o
elemento possui orbitais nd ou (n-1)d, além dos orbitais ns e np.
Os elementos dos primeiro e segundo períodos não podem
expandir sua camada de valência, porque não existem os orbitais
1d e 2d.
Moléculas Covalentes

30. ELETRONEGATIVIDADE
 No caso do hidrogénio, H2, os elétrons são igualmente partilhados
pelos dois núcleos. Para o HCl ou HF os elétrons passam mais tempo
na vizinhança de um dos átomos.
Ligação covalente polar
Eletronegatividade (EN): medida da capacidade de um átomo atrair
para si os electrões partilhados numa ligação.

31. ESCALA DE ELETRONEGATIVIDADE DE PAULING

32. PREVISÃO DO CARATER DA LIGAÇÃO
Se EN < 2.0 a ligação é covalente polar; Se EN ~ 2.0 tem 50 % de
carácter iónico; se EN > 2.0 então a ligação é predominantemente
iónica. Se EN = 0, a ligação é covalente apolar ( 0% de carácter
iónico).
Apolar Iônica Polar

33. BIBLIOGRAFIA
RUSSEL, J., B. Química Geral. Pearson, São Paulo, 2º Ed, 2006;
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Bookman, Porto
Alegre, 3º Ed, 2006.