Ligações Químicas

É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos

entre si, dando origem a moléculas ou sólidos iônicos.

Ligações Químicas

Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são essencialmente eletrostáticas, ou seja, forças entre cargas elétricas.

Tipos de Ligação Química interatômica

Ligação iônica

Ligação covalente

Ligação metálica

“Somente os elétrons da camada de valência estão

comprometidos em uma ligação química.”

Estrutura Eletrônica de Lewis

A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico,

rodeado por um número de pontos ou x, correspondentes ao número de

elétrons de sua camada de valência.

Ligação Iônica

“ Em geral, os átomos reagem, ganhando, perdendo ou compartilhando

elétron(s), afim de atingir a configuração de gás nobre de número

atômico mais próximo.”

As ligações iônicas formam-se quando um elemento com baixa energia de

ionização cede um elétron (formando um íon cátion) a um elemento com

elevada afinidade eletrônica (formando um ânion).

M+(g) + X-

(g) [M+X-](g) Força eletrostática

Estruturas de Lewis

CaCl2

Al2O3

Ba3N2

NaF

Ca+2 2[ Cl ] -

Ca Cl

Cl

Representação de um sólido iônico

Energias envolvidas na formação da ligação

iônica

• Perda de elétrons processo endotérmico

• Ganho de elétron processo exotérmico

Ex. Na (g) Na +(g) requer 496

kJ/mol

Cl (g) Cl - (g) libera 349 kJ/molSe a transferência de elétron fosse o único

fator, o processo seria endotérmico.

Ligação Iônica e Energia

• A estabilidade de um composto iônico depende da interação de todos os íons.

• Energia de rede: é a energia necessária para dissociar completamente um mol do composto iônico sólido em seus íons no estado gasoso.

NaCl (s) Na+(g) + Cl- (g) H rede = + 788 kJ/mol

• Fortes atrações fazem com que a maioria dos cristais iônicos fiquem duros, quebradiços e com altos pontos de fusão.

• Esta energia não pode ser medida diretamente, mas pode ser obtida a partir de um ciclo de Born-Haber, que mostra todos os passos que contribuem para a energia total da reação de formação do composto iônico.

Na+(g) + e- + Cl(g)

I1(Na)

Ciclo de Born-Haber

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Hof [NaCl(g)]

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

+ 108 Kj

Na(g) + Cl(g)

+ 121 Kj

Na+(g) + e- + Cl(g)

I1(Na)Na+

(g) + Cl-(g)

-411 Kj

Na+Cl-(g)

- - - - - - - - - - - - - - - - -

+495 Kj -348 Kj

-787 Kj

-411 Kj NaCl(s)

-449 Kj

-302 Kj

• Ocorre entre átomos com alta eletroafinidade.

Ligação Covalente

Propriedades dos compostos iônicos:

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.

• Nessa ligação, os átomos possuem a tendência de

compartilhar os elétrons de sua camada de valência.

• Não há a formação de íons, pois as estruturas formadas

são eletronicamente neutras.

Estruturas de Lewis e a Ligação Covalente

Ocorre entre:

Ametal x Ametal

Hidrogênio x Hidrogênio

Ametal x Hidrogênio

Deve-se determinar o número total de elétrons de valência dos

átomos participantes da ligação.

PCl3: 5 + (3 x 7) = 26 elétrons de valência Cl P Cl

Cl

Ex.: Cl2

Cl = 17 (7A)

Cl Cl

Ex.: O2

O = 16 (6A)

OO

H—H Cl—Cl O==O

Fórmula estrutural

Ex.: H2

H = Grupo 1 (1A)

H H

• Par ligante: Elétrons envolvidos nas ligações.

• Pares isolados ou não-ligantes: Elétrons não envolvidos na ligação.

Regra do Octeto: Qualquer átomo, exceto o hidrogênio, tem tendência

a formar ligações até ficar rodeado por oito elétrons de valência (válido

para elementos do 2º período).

Energia potencial de dois átomos de hidrogênio a várias distâncias

Ligações Covalentes Normal X Ligações Covalentes Simples

Na ligação covalente simples, cada átomo ligado, contribui

com um elétron do par compartilhado.

Na ligação Covalente Coordenada, os elétrons

compartilhados provém de um único átomo que já estabeleceu

a configuração de um gás nobre.

SO O

Ligação coordenada

SO2

S

OO

• Moléculas com um número ímpar de elétrons, nunca

satisfazem a regra do octeto (ClO2, NO2).

• Átomos do 3º período em diante, podem sofrer expansão da

camada de valência (SF6, PCl5).

• Átomos que contém poucos elétrons na camada de valência

(BF3, BeH2)

Regra do Octeto: Apenas um Guia

H-Be-H

(CO3)-2

Eletronegatividade

É a tendência de um átomo atrair o par de elétron em uma ligação química.

A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de

valência depende da carga nuclear efetiva e a distância entre os núcleos e a

camada de valência.

Carga nuclear efetiva = (carga nuclear – efeito de blindagem das camadas internas)

Periodicidade e Eletronegatividade

Nos Períodos

Tende a crescer da esquerda para a direita devido o aumento da carga

nuclear (Elementos representativos).

*** Algumas irregularidades são encontradas para os elementos de

transição, devido ao efeito de blindagem.

Nos grupos

Tende a crescer de baixo para cima à medida que a camada de

valência se torna mais próxima do núcleo e a medida que o efeito de

blindagem diminui.

B C N O F

Cl

Periodicidade da eletronegatividade

Elementos de

TransiçãoElementos de

Transição

Ocorre quando os átomos que a geram possuem a mesma

eletronegatividade.

Eletronegatividade e Tipo de ligação

• Ligação covalente apolar

• Ligação covalente polar

• Ligação iônica

Ligação covalente apolar

A distribuição das cargas na molécula é simétrica

Ocorre quando o par de elétrons não são compartilhados

igualmente, ou seja, envolve diferentes elementos.

Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação.

Ligação covalente polar

+ -

Quando a diferença de eletronegatividade entre dois

átomos é grande, ***(maior que 1,7) a ligação é melhor

descrita como iônica.

A distribuição das cargas na molécula é Assimétrica

Eletronegatividades dos elementos por Linus Pauling

dA B

μ

+q -q

μ = Q r (Debye)

C x Cm• B mais eletronegativo

• A mais eletropositivo

• Densidade eletrônica em B maior do que em A

• Momento dipolar de A para B

Momento Dipolar (μ)

A Polaridade das moléculas

• Moléculas diatômicas:

• 1- Com átomos do mesmo elemento são apolares (Centro das cargas

positivas = Centro das cargas negativas)

• 2- Com átomos de diferentes elementos são polares (Centro das

cargas positivas ≠ Centro das cargas negativas) .

H H H Cl

μ = 0 Vetor Resultante

μ ≠ 0

1- Polaridade das ligações

2- Geometria molecular

Moléculas Poliatômicas

A polaridade depende de dois fatores:

C

H

H

H

H

N

H H

H

Ligação polar

Geometria Apolar

Ligação polar

Geometria Polar

Método Alternativo: Se o nº de pares eletrônicos ao redor do átomo central

(incluindo os ligantes) for igual ao nº de átomos iguais ligados ao átomo central

= Molécula Apolar.

Números de oxidação

É a carga que resulta, quando os elétrons na ligação covalente, estão deslocados

no sentido do átomo mais eletronegativo. Não corresponde às cargas reais nos

átomos exceto no caso de substâncias iônicas.

Regras para atribuir Números de oxidação

Flúor = -1

Oxigênio

-2 = Quase sempre.

+2 = OF2 e +1 = O2F2

-1 = Nos peróxidos (O-O) = O2-2

-1/2 = Nos superóxidos (O-O) = O2-1

Hidrogênio+1= Quase sempre.

-1 = Nos hidretos metálicos

Elementos do grupo I = +1

Elementos do grupo II = +2

Elementos do grupo III = usualmente exibem o Nox +3

Fe, Co, Ni = +2 e +3

Pb, Sn, Pd, Pt = +2 e +4

Hg e Cu = +1e +2

Au = +1e +3

O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é zero; Ex: Na, N2.

Em compostos com diferentes elementos, o elemento com maior eletronegatividade é

atribuída carga negativa igual à sua carga em compostos iônicos do elemento;

O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é zero; Ex: Na, N2.

A soma dos números de oxidação é igual a zero para um composto eletricamente

neutro e numa espécie iônica é igual à do íon.

O número de oxidação do íon monoatômico é o mesmo que a sua carga.

Exemplos: Determine os Números de oxidação dos elementos sublinhados:

HCl NaHCO3 Fe+2 Na2O2 (NO3)- Pb3O4 S8 (Cr2O7)

-2 CaH2 Mg(ClO4)2

Ligação Metálica

MAR DE ELÉTRONS

A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, entre átomos de altaeletropositividade.

Segundo essa teoria, alguns átomos do metal "perdem" ou"soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons

ficam "passeando" entre os átomos dos metais efuncionam como uma "cola" que os mantém unidos. Existe

uma força de atração entre os elétrons livres quemovimentam-se pelo metal e os cátions fixos

(atração eletrostática).

Teoria da nuvem eletrônica

A possibilidade de melhor condutividade térmica depende da presença de

elétrons livres no cristal.

Propriedades dos Metais

Brilho metálico característico;

Resistência a tração;

Condutibilidade elétrica e térmica elevadas;

Alta densidade;

Ponto de fusão e ponto de ebulição elevado.

Ligações Intermoleculares

Genericamente podemos dizer que são responsáveis pela possibilidade de liquefação e solidificação das moléculas.

Agem somente quando as moléculas estão muito próximas –

são rompidas muito rapidamente com a distância.

Tipos de Ligações

Forças de

Van der Waals

Atração íon x íon

Atração íon x dipolo

Atração íon x

dipolo induzido

Dipolo permanente x

Dipolo permanente

Forças de London

Ligação Hidrogênio

Dipolo permanente x

Dipolo induzido

Dipolo instantâneo x

Dipolo induzido

Energias típicas das forças interiônicas e intermoleculares

Tipo de interação Energia típica

kJ/mol

Espécies

Íon – íon 250 Íons

Íon – dipolo 15 Íons e moléculas

polares

Dipolo - dipolo 2 Moléculas polares

Dipolo – dipolo

induzido

2 Pelo menos uma

molécula polar

London (dispersão)

Induzido-induzido

2 Todos os tipos de

moléculas

Ligação

Hidrogênio

20 H ligado com FON

Aumento da intensidade das forças intermoleculares

A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso éconsequência da atração entre moléculas através das ligações

intermoleculares

Forças intermoleculares mais fortes

Maior ponto de fusão e ebulição

Interação íon x íon

Conduzem a corrente elétrica em solução aquosa ou fundidos.

Não conduzem a corrente elétrica no estado sólido.

Formam sólidos iônicos duros e quebradiços com elevadospontos de ebulição.

Interação íon x dipolo permanente

H

H

O

+

-

2

+

Na+

Interação íon x dipolo induzido

Mg+2Cl+ -

Cl

Formação

de

polos

Interação dipolo permanente x dipolo permanente

Cl HH Cl+ - + -

• As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas

polares ( R 0 ).

Interação dipolo permanente x dipolo induzido

Dipolo 1Molécula

apolar

Dipolo

induzido

+ - ++ --

Dipolo 1

O movimento do elétron, provoca num determinado instante um dipolo

instantâneo.

• Diminui com a complexidade da molécula.

• A interação depende da polarizabilidade da molécula ou átomo apolar: quanto maior o átomo ou molécula mais forte as interações pois a nuvem eletrônica é mais facilmente deformável.

Íons com elevado potencial iônico também

contribuem para o aumento.

• Aumenta com o tamanho do átomo ou molécula.

Ligação Hidrogênio

É uma ligação dipolo x dipolo de caráter mais acentuado, logo, faz-se

necessário, uma maior energia para rompê-la.

As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e

eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H.

O H fica razoavelmente livre de elétrons, funcionando quase como

um próton.

O próton interage com um par de elétrons isolados de outro átomo.

Ligação Hidrogênio

O

H H

H

H

H

H

O

O

+

-

+++

+

+

-

-

Por que o ponto de ebulição da água é maior que a do fluoreto de hidrogênio (HF), já que, o F é mais eletronegativo ????

Ligação Hidrogênio Intramolecular diminuição da reatividade.

O

Cl

H

orto

meta

para

Ponto de ebulição

Orto clorofenol = 175 ºC

Meta clorofenol = 214 ºC

Para clorofenol = 217 ºC

?

Forças de London

• Agem em todos os tipos de moléculas – polares ou apolares.

• Moléculas apolares possuem apenas este tipo de ligação.

• É provocada pelo movimento heterogêneo de elétrons, “formação de

dipolo instantâneo”.

• Devido a atração ser extremamente fraca, as moléculas que possuem

estas forças são mais voláteis, ou facilmente sublimáveis.

Forças de London

+ -+ - -

A B A B

Dipolo

instantâneoMolécula

apolar

Dipolo

induzido

+

• A ligação de London depende :

- do número de elétrons;

- do tamanho da molécula;

- da forma da molécula.

9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I

À medida que o raio atômico aumenta (aumento do nº de elétrons) as

forças de dispersão de London são mais fortes, daí que, à temperatura

ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido.

Forma das moléculas e intensidade das forças

de dispersão de London

As forças IntermolecularesE

nerg

ia d

e l

igação

Íon - Íon

Íon - dipolo

Dipolo - dipolo

Dipolo permanente – dipolo induzido-

dipolo

Dipolo instantâneo - dipolo induzido

Bom estudo !!!!!!