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Ligações Químicas
O modelo do Octeto
• Desde o século passado os cientistas sabem
que os átomos da maioria dos elementos
químicos não apresentam existência isolada. Assim, por exemplo, átomos de oxigênio
podem ser encontrados combinados com
outros iguais a ele (O2, O3) ou com átomos de outros elementos, formando diferentes
substâncias (CO, CO2, H2O, SO2, SO3, etc). Contudo, átomos de oxigênio (O) não
O modelo do Octeto
• Apenas os gases nobres, nas condições
ambientes, apresentam átomos isolados, isto é, não unidos a outros átomos.
Regra do octeto
• Os átomos ligam-se a fim de adquirirem uma
configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na última camada.
• Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por meio
dos elétrons da última camada, podendo
perder, ganhar ou compartilhar os elétrons até atingirem a configuração estável.
Ligação Iônica
• É a ligação que se estabelece entre íons,
unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocorre com transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions (íons
positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente, ou do metal para o hidrogênio.
Ligação Iônica
• Como cada átomo de magnésio perde 2 elétrons e cada
átomo de cloro só pode ganhar 1 elétron, serão necessários 2 átomos de cloro para receber os 2 elétrons cedidos pelo
Ligação Iônica
• Cada átomo de alumínio perde 3 e– , cada átomo de oxigênio ganha 2 e– e, então,
para que o total de e– perdidos seja igual ao total de e– ganhos, 2 alumínios (perda de 6 e–) se ligam a 3 oxigênios (ganho de 6 e–).
• Os compostos iônicos (compostos que apresentam ligação iônica) são
eletricamente neutros, ou seja, a soma total das cargas positivas é igual à soma total das cargas negativas.
• As ligações iônicas ocorrem, como regra geral, entre os elementos que tendem a
perder elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (metais) e os elementos que tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada (ametais).
Notação ou Fórmula de Lewis
• Esta fórmula representa os elementos através
dos elétrons do último nível (elétrons de
Estrutura Cristalina dos Compostos
Iônicos
• A fórmula NaCl é usada para representar o cloreto de sódio e
indica a proporção com que os íons participam do retículo cristalino (1:1), pois não existe a partícula individualizada NaCl, já que íons positivos tendem a atrair para o seu redor íons negativos, e vice-versa.
Estrutura Cristalina dos Compostos
Iônicos
• No sólido NaCl, cada Na+ tem seis íons Cl– ao seu redor, e
vice-versa. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, formando o chamado retículo cristalino.
Características dos Compostos
Iônicos
• a) Estado físico: em condições ambientes, são
sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição.
Características dos Compostos
Iônicos
• b) Condução de eletricidade: como sólidos, não
conduzem eletricidade, pois os íons encontram-se presos ao retículo cristalino. Quando fundidos
(estado líquido) tornam-se bons condutores, já que os íons ficam livres para se moverem.
Características dos Compostos
Iônicos
• c) Em solução aquosa, também são bons
condutores, pois a água separa os íons do retículo cristalino.
Exercícios
1. Qual é a fórmula do composto resultante da
união dos elementos 16X e 20Y?
2. Escreva a fórmula dos compostos formados
pelos seguintes pares de elementos:
a) 11Na e 35Br b) 3Li e 8Li
c) 1H e 56Ba d) 12Mg e 16S
3. Qual é a fórmula do composto resultante da
união de um elemento A, da família 13, e outro B, da família 17?
4. As configurações eletrônicas de dois
elementos X e Y terminam, respectivamente, em 2p4 e 3p1. Qual a fórmula do composto iônico formado por eles?
Ligação Covalente
• A ligação covalente ocorre quando os átomos ligados
possuem tendência de ganhar elétrons. Não há
transferência de elétrons de um átomo para outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.
• A ligação covalente ocorre entre:
hidrogênio – hidrogênio hidrogênio – não-metal não-metal – não-metal
Ligação Covalente
• Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de
elétrons. Os átomos participantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação de cada par eletrônico.
Ligação Covalente
Precisa de 1 e- Precisa de 1 e- Precisa de 1 e- Cl2 HClLigação Covalente
Precisa de 1 e-
Precisa de 2 e-
Ligação Covalente
Precisa de 1 e-
Precisa de 2 e-
Ligação Covalente
• Quando encontramos um único par de elétrons
compartilhado entre dois elementos, a ligação é denominada de simples.
• Para dois pares de elétrons compartilhados entre dois
elementos, a ligação é denominada de dupla.
• Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre
Ligação covalente
• Na ligação covalente normal, o par de elétrons compartilhado é
proveniente um de cada átomo.
• Mas, para explicar certas estruturas das substâncias, foi necessário admitir
a formação de pares de elétrons provenientes de um só átomo; assim, temos a chamada ligação covalente dativa ou ligação coordenada.
Anomalias do Octeto
• Os átomos de B e Be apresentam menos de quatro elétrons
na última camada, não sendo possível completar o octeto.
• A regra do octeto não é válida para moléculas com número
ímpar de elétrons.
• A expansão da camada de valência se torna cada vez mais frequente após
os dois primeiros períodos da tabela periódica. Quando os átomos
apresentam um subnível eletrônico adicional com energia próxima a do subnível p, que pode receber elétrons.
Exercícios
1. Escreva as fórmulas eletrônica e estrutural
para os compostos que apresentam as
seguintes fórmulas moleculares: a) CH4; b) NH3; c) PCl3; d) OF2; e) SO3.
2. Escreva a fórmula estrutural para C2H6. 3. Escreva a fórmula estrutural para os
seguintes compostos: a) CH4O, b) HCN, c) CH2O
Como escrever as estruturas e
Lewis de espécies poliatômicas
1. Decida qual será o átomo central (geralmente o que tem menor
EN) e como os outros átomos estão ligados à ele.
2. Conte os elétrons de valência.
3. Adicione as ligações entre os átomos.
4. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central
adicionando pares de elétrons isolados.
5. Coloque os pares de elétrons remanescentes no átomo central.
6. Se o átomo central não tiver um octeto, forme ligações duplas.
7. Se necessário calcule a carga formal para cada átomo e descubra a
Carga formal
• É a carga que um átomo teria se os pares de
elétrons fossem compartilhados igualmente. As estruturas de Lewis com baixas cargas
formais geralmente têm a menor energia.
Carga Formal = V – (L + 1/2S)
V = no de e- na camada de valência do átomo isolado. L = no de e- não compartilhados
Ressonância
• A ressonância entre estruturas de Lewis reduz
a energia calculada da molécula e modela o caráter de ligação, distribuindo-a sobre toda a molécula. As estruturas de Lewis com energias similares fornecem uma maior estabilização
Teoria VSEPR
Teoria VSEPR
VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory. Repulsão de Pares de Elétrons da Camada de Valência.
A estrutura é determinada pelas repulsões entre os pares de elétrons presentes na camada de valência.
Um par isolado de elétrons ocupa um maior espaço ao redor do átomo central que um par compartilhado. A repulsão será maior entre dois pares isolados que a repulsão entre um par isolado e um compartilhado, que por sua vez é maior que a repulsão entre dois pares compartilhados. A presença de elétrons isolados provoca pequenas distorções nos ângulos de ligação. Forças repulsivas decrescem com o aumento do ângulo entre os pares de elétrons.
A magnitude das repulsões entre os pares de elétrons compartilhados depende da diferença de eletronegatividades entre o átomo central e os demais átomos.
Exemplo: Determine a geometria da
molécula PF
5• Escreva a estrutura de Lewis.
• Determine o número estérico (a soma dos pares de elétrons
isolados e compartilhados) do átomo central. Se houver ligações múltiplas, estas serão consideradas como equivalentes a um par eletrônico. PF5: número estérico = 5
• Com o número estérico verifica-se a orientação espacial dos pares
ao redor do átomo central (ver tabela). Orientação espacial = bipirâmide trigonal
• Para determinar a geometria da molécula, devemos contar o
número de pares de elétrons isolados e compartilhados e verificar o número de repulsões em função dos ângulos entre os pares de
elétrons isolados e compartilhados, de tal forma que seja
minimizada a repulsão entre os pares de elétrons (ver tabela) Geometria = bipirâmide trigonal.
Tipos de geometria com número
estérico 4.
Tipos de geometria com número
estérico 5.
Tipos de geometria com número
estérico 6.
Polaridade das Ligações
Polarizabilidade (𝛼)
• Polarizabilidade de um átomo é a sua
habilidade de ser distorcido por um campo elétrico (como o de um íon vizinho).
