ligacoes quimicas
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LIGAÇÕESQUÍMICAS
Regra do Octeto:
Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito
elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.
Exemplo:
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1)
o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui
configuração de gás nobre.
11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8)
Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).
Ligação Iônica ou Eletrovalente:
• Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons.
•Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion)
• Ocorre normalmente entre:
METAL e AMETAL ou
METAL e HIDROGÊNIO.
Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)
17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)
Na x + Cloo o
oo
o o
Na[ ]+ +oo
oo
oooCl[ ]
-x
[Na]+ [Cl]-
NaCl
Estrutura cristalina do NaCl sólido
Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)
17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)
x+ [ ] -
xCa
oo
oo
oooCl
oo
oo
oooCl
Ca[ ]2+
+ 2x
oo
oo
oooCl
CaCl2
•Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:
[ CÁTION ] [ ÂNION ]x+ y-
xy
Família Carga dos íon
1A +1
2A +2
3A +3
5A - 3
6A - 2
7A / H - 1
Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6
[ Al ]3+
[ O ]2-
2 3
Fórmula Molecular: Al2O3
• Características dos Compostos Iônicos:
São sólidos nas condições ambiente;
Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.
Ligação Covalente ou Molecular
• Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons.
• Ocorre normalmente entre:
AMETAL e AMETAL ou
AMETAL e HIDROGÊNIO
Exemplos:
1- Ligação química entre 2 átomos de cloro
17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)
ooo
o
oooCl
x
Clx
xx
xxx
ClCl
Fórmula eletrônica ou
de Lewis
Fórmula estrutural plana
Fórmula molecular
Cl2
2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio
6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-)
8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)
OCOo
o
xx O
x
xx
xxo
xoCxx
xxO
Fórmula eletrônica ou
de Lewis
Fórmula estrutural
plana
Fórmula molecular
CO2
•Ligação Covalente Dativa ou Coordenada:
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo
ou íon.
Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural
• Principais características dos compostos moleculares:
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;
possuem pontos de fusão e ebulição geralmente
baixos;
Não conduzem a corrente elétrica (com algumas
exceções.
Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por
exemplo: água).
•Determinação do Caráter de uma Ligação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade (E):
Ligação Iônica E ≥ 1,7
Ligação Covalente E < 1,7
Exemplos:
HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente
NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica
• Polaridade de Ligações
1. Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade.
Exemplo: H2
H H
2. Ligação Covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades.
Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) e no átomo menos
eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+).
Exemplo: HCl
H Cl + -
• Vetor Momento Dipolar ( ) :
A polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou
momento dipolo ( ) , que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos
eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo positivo para o polo negativo).
Exemplo:
• Ligação Metálica:
Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).
Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.
Esquema da Ligação Metálica
• Geometria Molecular:
Tipo de Molécula
Geometria
X2 e XYlinear
(toda molécula biatômica é linear)
XY2linear
se X é da família 6A:angular
XY3
trigonal
plana
se X é da família 5A:piramidal
XY4tetraédrica
•Polaridade de Moléculas:
MOLÉCULA APOLAR R = 0
Em uma molécula apolar o vetor momento dipolarresultante (R ) é igual a zero.
Ex: CO2
O = C = O O C O r = Zero
MOLÉCULA POLAR R 0
Em uma molécula polar, o vetor momentodipolar resultante (R) é diferente de zero.
Ex: H2O
O
H H
O r Zero (polar)
H H
• Princípio Geral da Solubilidade:(“semelhante dissolve semelhante”)
Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3)
e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2).
• Forças Intermoleculares:
I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido(Forças de Van Der Waals ou Forças de London):
São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido.
Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)
II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente:
São interações que ocorrem entre moléculas polares.Exemplo: molécula do HCl
III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:
Intensidades das Forças Intermoleculares:
Ponte de
Hidrogênio>
Dipolo - Dipolo
Permanente>
Dipolo
Instantâneo -
Dipolo
Induzido
•Relação entre as Forças Intermoleculares e osPontos de Fusão e Ebulição:
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:
O tamanho das moléculas:
Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE.
A intensidade das forças intermoleculares:
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE.
O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebuliçãodos hidretos da família 6A, com o aumento dos númerosatômicos (aumento do tamanho):
