Ligações químicas

LIGAÇÕESLIGAÇÕES

QUÍMICASQUÍMICAS

Regra do Regra do OctetoOcteto::

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: Exemplo:

1111Na Na -- 1s1s22 2s2s22 2p2p66 3s3s1 1 ((K=2K=2 –– L=8L=8 –– M=1M=1))

o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui estabilizar, formando o cátion sódio, que possui

configuração de gás nobre.configuração de gás nobre.

1111NaNa++ -- 1s1s22 2s2s22 2p2p66 ((K=2K=2 –– L=8L=8))

Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizamObservação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam--se, se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1ssegundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s22).).

Ligação Iônica ou Ligação Iônica ou EletrovalenteEletrovalente::

•• CaracterizaCaracteriza--se pela transferência de elétrons de se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. ganha elétrons.

••Atração eletrostática entre íons de cargas opostas Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion)(cátion e ânion)

•• Ocorre normalmente entre:Ocorre normalmente entre:

METAL e AMETAL ou METAL e AMETAL ou

METAL e HIDROGÊNIO.METAL e HIDROGÊNIO.

�������� Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):

1111Na Na -- 2 2 -- 8 8 –– 1 (tende a ceder um elétron)1 (tende a ceder um elétron)

1717Cl Cl -- 2 2 -- 8 8 –– 7 (tende a receber um elétron)7 (tende a receber um elétron)

Na x + Cloo o

oo

o o

Na[ ] + +oo

oo

oooCl[ ]

-x

[Na]+ [Cl]-

NaCl

Estrutura cristalina do Estrutura cristalina do NaClNaCl sólidosólido

�������� Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)

2020Ca Ca -- 2 2 -- 8 8 -- 8 8 -- 2 ( tende a ceder 2 elétrons)2 ( tende a ceder 2 elétrons)

1717Cl Cl -- 2 2 -- 8 8 -- 7 (tende a receber um elétron)7 (tende a receber um elétron)

x+ [ ] -

xCa

oo

oo

ooo Cl

oo

oo

ooo Cl

Ca[ ]2+

+ 2x

oo

oo

ooo Cl

CaCl 2

•Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:

[ CÁTION ] [ ÂNION ]x+ y-

xy

- 17A / H

- 26A

- 35A

+33A

+22A

+11A

Carga dos Carga dos Carga dos Carga dos ííííononononFamFamFamFamíííílialialialia

Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos AlumAlumíínio (Al) e Oxigênio (O).nio (Al) e Oxigênio (O).

Al (3A) : 2 Al (3A) : 2 –– 8 8 -- 3 / O (6A) : 2 3 / O (6A) : 2 –– 8 8 -- 66

[ Al ]3+

[ O ]2-

2 3

FFóórmula Molecular: rmula Molecular: AlAl22OO33

• Características dos Compostos IônicosCaracterísticas dos Compostos Iônicos::

�� São sólidos nas condições ambiente;São sólidos nas condições ambiente;

�� Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;

�� Conduzem a corrente elétrica quando fundidos Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.livres.

Ligação Covalente ou MolecularLigação Covalente ou Molecular

•• CaracterizaCaracteriza--se pelo compartilhamento se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. (emparelhamento) de elétrons.

•• Ocorre normalmente entre:Ocorre normalmente entre:

AMETAL e AMETAL ou AMETAL e AMETAL ou

AMETAL e HIDROGÊNIOAMETAL 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 Cl2

Fórmula molecular

Fórmula estrutural plana

Fórmula eletrônica ou

de Lewis

22--Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio

66C : 2 C : 2 -- 4 ( tende a receber 4e4 ( tende a receber 4e--))

88O : 2 O : 2 -- 6 (tende a receber 2e6 (tende a receber 2e--))

OCOo

o

xx O

x

xx

xxo

xoCx x

x xO COCOCOCO2222

FFóórmula rmula molecularmolecular

FFóórmula rmula estrutural estrutural

planaplana

FFóórmula rmula eletrônica ou eletrônica ou

de Lewisde Lewis

•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 EstruturalFórmula Eletrônica

• 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 Determinação do Caráter de uma LigaçãoLigação

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 LigaçõesPolaridade de Ligações

1. Ligação Covalente Apolar:

Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade.

Exemplo: H2

H H

2. Ligação Covalente Polar:Ligação Covalente Polar:

Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades.

Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (δδδδ-) e no átomo menos

eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (δδδδ+).

Exemplo: HCl

H Clδ+ δ-

• Vetor Momento Dipolar ( Vetor Momento Dipolar ( µµµµµµµµ ) :) :

A polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou

momento dipolo ( µµµµ ) , que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos

eletronegativo para o mais eletronegativo (do polopositivo para o polo negativo).

Exemplo:

• Ligação MetálicaLigação 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 MolecularGeometria Molecular::

tetraédricaXY4

se X é da família 5A:piramidal

trigonal

plana

XY3

se X é da família 6A:angular

linearXY2

linear(toda molécula biatômica é

linear)X2 e XY

GeometriaTipo de Molécula

•Polaridade de Moléculas:

MOLÉCULA APOLAR ⇒⇒⇒⇒ µµµµR = 0

Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (µµµµR ) é igual a zero.

Ex: CO2

µµµµ µµµµO = C = O ⇒⇒⇒⇒ O ←←←← C →→→→ O ⇒⇒⇒⇒ µµµµr = Zero

MOLÉCULA POLAR MOLÉCULA POLAR ⇒⇒⇒⇒⇒⇒⇒⇒ µµµµµµµµRR ≠≠≠≠≠≠≠≠ 00

Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (µµµµR) é diferente de zero.

Ex: H2O

O

H H

⇒⇒⇒⇒ O ⇒⇒⇒⇒ µµµµr ≠≠≠≠ 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 ForIntensidades das ForIntensidades das ForIntensidades das Forçççças as as as IntermolecularesIntermolecularesIntermolecularesIntermoleculares::::

Dipolo Instantâneo -

Dipolo Induzido

>Dipolo - Dipolo

Permanente>

Ponte de Hidrogênio

Aumento da intensidade

•Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos 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 ebulição O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos dos hidretoshidretos da família 6A, com o aumento dos números da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):atômicos (aumento do tamanho):