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QUÍMICA GERAL
UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS
Prof. Cristian Berto da Silveira
Química Geral
UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação Química = Uma ligação química forma-se entre dois átomos, quando o
arranjo resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons apresenta uma energia
mais baixa do que a energia total dos átomos separados.
OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE.
Química Geral
Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm
Química Geral
Tipos de Ligações Químicas: Existem três modelos que descrevem as ligações
químicas;
1. Ligações Iônicas;
3. Ligações Metálicas;
2. Ligações Covalentes;
Química Geral
LIGAÇÕES IÔNICAS
No modelo de ligação química denominada ligações iônicas, as forças eletrostáticas
atraem as partículas com cargas elétricas opostas.
Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron.
Na+(g) + 1e-
Na (g)
Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron.
Cl (g) + 1e-
Cl-(g)
Formação de um sólido a partir de seus íons.
Na + (g) +
Cl - (g)
NaCl(s)
Química Geral
O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo da tabela periódica, (Grupo 1), e
ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta um elétron na
camada de valência. A sua Energia de Ionização é de 496 kJ.mol-1.
O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo grupo da tabela periódica, (Grupo
17), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta sete elétrons
na camada de valência. A sua Afinidade Eletrônica é de 348 kJ.mol-1.
Na+(g) + 1e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
Na (g)
Cl (g) + 1e-
Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol-1
Na+ (g) + Cl- (g)
Na+ [Cl]- (g)
Resumo: Na (g) + Cl (g)
Na+ [Cl]-
Energia Liberada = 450 kJ.mol-1
Energia Liberada = 302 kJ.mol-1
O íon gasoso Na+Cl- é energeticamente mais estável
do que os átomos de Na e Cl gasoso.
Química Geral
Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no estado sólido temos
que:
Etapa A: Na (s)
Etapa B: Na (g)
Etapa C: ½ Cl2 (g)
Etapa D: Cl (g) + 1e-
Na(g) Energia Absorvida = 108 kJ.mol-1
Na+(g) + e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
Cl(g) Energia Absorvida = 121 kJ.mol-1
Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol-1
Etapa E: Na+ (g) + Cl- (g)
NaCl (s)
Resumo: Na (s) + ½ Cl2 (g)
NaCl (s)
Energia Liberada = 787 kJ.mol-1
Energia Liberada = 410 kJ.mol-1
Química Geral
Ligação Iônica
Química Geral
Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que:
Li (g)
F (g) + 1e-
Li (g) + F (g)
Li+(g) + 1e- Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol-1
F-(g) Energia Liberada = 79,5 kJ.mol-1
Li+(g) + F- (g)
Energia Absorvida = 44,8 kJ.mol-1
Quando paramos de fornecer a energia ocorre a atração formando um sólido.
Química Geral
G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de empregado na
distribuição de elétrons ao redor dos átomos e moléculas.
Distribuição dos elétrons de valência ao redor dos átomos.
Valência:
É
a
capacidade
de
combinação dos átomos. Geralmente
os elétrons da camada mais externa
são os responsáveis pela formação da
ligação
ou
pela
outros átomos.
combinação
com
Química Geral
Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Camada de Valência
Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Camada de Valência
Representação de Lewis:
Na *
●●
●
● Cl ●
●●
..
+
[:Cl:]
Na . .
Química Geral
Langmuir: Provou experimentalmente que os gases nobres são elementos que
possuem pequena reatividade química. São elementos que apresentam uma baixa
afinidade eletrônica e uma elevada energia de ionização. São átomos considerados
estáveis e que apresentam a sua camada de valência completa com oito elétrons.
Regra do Octeto: Os átomos buscam a estabilidade com oito elétrons na camada
de valência.
Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
..
+
[:Cl:]
Na . .
Química Geral
A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas
e estequiometria.
Geralmente as ligações iônicas ocorrem pela ligação de um METAL (formam o
octeto pela perda de um elétron) e os NÃO-METAIS (formam o octeto pela ganho de
um elétron).
Metais: Geralmente os que estão localizados a esquerda da tabela periódica
apresentam baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica, desta forma
espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência perder os elétrons,
formando CÁTIONS.
Não-Metais: Geralmente os que estão localizados a direita da tabela periódica
apresentam alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica, desta forma
espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência a ganhar os elétrons,
formando ÁNIONS.
Química Geral
Os metais formam cátions:
- Monovalentes: Na+ perdem 1 e-;
- Bivalentes: Ca2+ perdem 2 e-;
- Trivalentes: Al3+ perdem 3 e-;
- Tetravalentes: Pb4+ perdem 4 e-;
- Pentavalentes: Bi5+ perdem 5 e-;
Os nâo-metais formam ânions:
- Com cinco elétrons: N recebem 3 e-;
- Com seis elétrons: O recebem 2 e-;
- Com sete elétrons: F recebe 1 e-;
Química Geral
Exercícios:
1. Escrever a configuração eletrônica dos Íons:
a) In (Z = 49);
b) Cu (Z = 29)
c) Cr (Z = 24)
d) P (Z = 15)
- In3+:
- Cu+:
- Cr2+:
- P-3:
- Cu2+:
- Cr3+:
Exceção: Nos átomos de Cr e Cu a subcamada (4s) contem apenas 1 elétron. Isto
ocorre porque as energias 3d e 4s são muito próximas, de maneira que um dos
elétron 4s passa para a subcamada 3d, devido a maior energia de
emparelhamento.
Química Geral
Exercícios:
1. Escrever a configuração eletrônica dos Íons:
a) Fe (Z = 26);
b) O (Z = 8)
- Fe2+:
- O2-:
- Fe3+:
Química Geral
2. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Cloreto de Cálcio (CaCl2):
Ca (Z = 20);
Cl (Z = 17):
Química Geral
3. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de Óxido de Alumínio (Al2O3):
Al (Z = 13);
O (Z = 8):
Química Geral
4. O sulfato de alumínio é formado por íons Al3+ e íons SO42-. Qual é a sua fórmula
empírica?
Química Geral
LIGAÇÕES COVALENTES
No modelo de ligação química denominada ligações covalentes dois átomos têm a
mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados
entre os dois átomos.
O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre
não metais, ou entre um não metal e um semi-metal, ou seja
átomos que necessitam receber elétrons.
Química Geral
Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas:
Molécula de Hidrogênio H2
Segundo a Regra de Hund
1
1
H (Z = 1) – 1s1
1
H (Z = 1) – 1s1
1
Molécula de H2
Molécula de Hidrogênio O2
Segundo a Regra de Hund
1
1
2s2
1
1
O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4
1
1
1
2p4
1
1
1
1s2
1
1
1
1
O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4
1
1
Molécula de O2
Química Geral
Molécula de N2
Molécula de HF
Molécula de HCl
Química Geral
Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas:
Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH4
elemento com a mais baixa energia de ionização.
1 elétron de valência
*
H + _ * C * _ +H
*
_
H (Z = 1) –
1s1
H
+
_
- O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2
4 elétron de valência
+
H
Química Geral
Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH3
H (Z = 1) – 1s1 1 elétron de valência
H + _ **N** _ +H
*
_
- O átomo de N é o átomo central.
+
H
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3
5 elétron de valência
Química Geral
Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH4+
H (Z = 1) – 1s1 1 elétron de valência
H + _ **N** _ +H
*
_
- O átomo de N é o átomo central.
+
H
5 elétron de valência
H
+
H + _ **N** _ +H
*
_
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3
+
H
Química Geral
Ligação Covalente Coordeativa ou Dativa: Este tipo de ligação ocorre quando um
par de elétrons não ligante é doado por um átomo, formando uma ligação covalente
dativa.
H
+
_
H + _ **N** _ +H
*
+
H
Todas as ligações N – H do íon amônio são idênticas em todas as suas
propriedades mensuráveis.
Química Geral
Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C2H6
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2
4 elétron de valência
_ * _
+
H * C*
*
_
H (Z = 1) – 1s1 1 elétron de valência
+
H
_
H
+
* _+
* C* H
*
_
H
+
_
- O átomo de C é o átomo central.
+
H
Química Geral
Ex1: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas de Acido Acético CH3COOH:
C–2x4=8
H–4x1=4
O – 2 x 6 = 12
Total = 24 elétrons
A molécula tem 12 pares de elétrons de valência
Química Geral
Ex2: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas da Uréia (NH2)2CO:
C–1x4=4
H–4x1=4
O–1x6=6
N – 2 x 5 = 10
Total = 24 elétrons
A molécula tem 12 pares de elétrons de valência
Química Geral
Limitações da Regra do Octeto: A regra do octeto nos diz que oito elétrons
preenche uma camada para que o átomo possa atingir a configuração eletrônica de
um gás nobre ns2 np6. Entretanto existem as seguintes situações:
1. Moléculas com número impares de elétrons: ClO2, NO, NO2;
2. Moléculas nas quais os átomos apresentam menos de um octeto, ou seja
moléculas deficientes de elétrons: BF3;
3. E quando o átomo central de uma molécula tem os orbitais (d) semi-preenchido,
ele pode acomodar mais elétrons, 10, 12 ou até mais elétrons, nesta situação ocorre
a expansão da camada de valência.
Determinar a estrutura de Lewis para as moléculas:
a) PCl3 b) PCl5
a) PCl3.
P (Z = 15) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. 5 elétrons na camada de valência.
Cl (Z = 17) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. 7 elétrons na camada de valência.
Química Geral
1
1
3p3
Cl -
1
1
1
3p5
1
1
1
1
1
1
1
1
3s2
1
3p5
3s2
..
1
Cl -
1
1
1
3s2
1
1
3s2
Cl -
1
1
1
1
P-
1
a) PCl3.
3p5
1
Química Geral
1
1
1
3p3
5 x Cl - 1
3d
1
3s2
1
1
1
1
3s2
1
1
3p3
1
3p5
3s2
P-
1
1
P-
1
b) PCl5.
1
HIBRIDIZAÇÃO
1
3d
dsp3
Química Geral
Ressonância – É uma mistura de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas
com diferentes arranjos de elétrons.
Íon Nitrato NO3-
N
..
.O.
..
O
..
..
..
O
..
..
..
.O.
..
..
N
..
..
..
..
..
..
O
..
O
..
..
O
..
O
N
..
.O.
A estrutura apresenta uma distância de ligação igual para todas as ligações,
simples e dupla (124 pm). A ligação dupla, N = O, (120 pm) é mais curta do que
a ligação simples N – O (140 pm).
Química Geral
Molécula de Benzeno C6H6
Química Geral
Molécula de Ozônio O3
:O:
..
..
..
O
O
O
:O :
:O:
:O :
:O:
:O :
Química Geral
Balanço de Carga
Dois métodos são empregados para determinar o balanço de carga, a Carga Formal
e o Método de Oxidação.
1. Carga Formal: Fornece a indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons
por um átomo no processo da formação da ligação covalente. As estruturas com o
menor valor de cargas formais são as mais prováveis de terem as menores energias.
-1 . .
O
..
..
..
..
..
+2 . .
S
O
..
-1
..
O
-2
0..
O
..
+1
S
..
O
..
-1
-1
..
O
0..
O
..
0
S
-1 .O.
(a)
(b)
(c)
..
..
-1 .O.
..
..
.O.
-1
-2
..
..
-1
..
..
..
..
-2
..
. . -1
O
..
O
..
0
Química Geral
A soma aritmética de todas as cargas formais dos átomos que compõe uma
molécula ou um íon é igual ao total cargas do molécula ou íon.
- Para atribuir a Carga Formal de um átomo é necessário decidir quantos elétrons
um átomo possui;
* Primeiro Passo: Um átomo possui um elétron de cada par de ligação preso a ele.
* Segundo Passo: Um átomo possui seus pares de elétrons isolados
completamente;
* Terceiro Passo: Conte o número de elétrons atribuídos em um átomo e subtraia o
resultado do número de elétrons de valência do átomo livre.
Carga Formal: (Elétrons de valência do átomo isolado) – (Elétrons de valência
do átomo ligado)
Química Geral
Considerando o exemplo do HClO4:
Átomo
Elétrons de Valência
do Átomo Isolado
Elétrons de Valência
do Átomo Ligado
Carga Formal
H
1
1
0
O (2 ligações)
6
6
0
O (1 ligações)
6
7
-1 (cada)
Cl
7
4
+3
Carga Formal da Molécula (CF): 0 – 0 – 1 – 1 – 1 + 3 = 0
Química Geral
..
..
..
..
+1 . .
P
O
..
-1
-1
..
O
-3
0 ..
O
..
0
P
.O.
-1 .O.
(a)
(b)
..
O
..
-1
..
..
-1 . .
O
..
-1
..
..
..
..
-3
..
. . -1
O
Ex: PO43-
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 6 = 0
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
P – CF = 5 - 4 = +1
P – CF = 5 - 5 = 0
Química Geral
Ex: NH4+
+
H
H – CF = 1 - 1 = 0
N – CF = 5 - 4 = +1
H
N
H
H
Ex: NH3
H
N
H – CF = 1 - 1 = 0
H
N – CF = 5 - 5 = 0
H
_
Ex: NO3O
N
O
O
O – CF = 6 - 6 = 0
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
N – CF = 5 - 4 = +1
Química Geral
2. Número de Oxidação: Existem dois métodos para se determinar o número de
oxidação.
- Método 1- Os elétrons de valência são contados da mesma forma que quando se
atribui a carga formal, exceto que ambos os elétrons de ligação são atribuídos ao
átomos MAIS ELETRONEGATIVO. Se os dois átomos ligados são o idênticos, o par
compartilhado é dividido entre dois, como nas cargas formais.
Química Geral
Considerando o exemplo do HClO4:
Átomo
Elétrons de Valência
do Átomo Isolado
Elétrons de Valência
do Átomo Ligado
Número de
Oxidação
H
1
0
+1
O (2 ligações)
6
8
-2
O (1 ligações)
6
8
-2 (cada)
Cl
7
0
+7
Número de Oxidação : +1 – 2 – 2 – 2 – 2 +7 = 0
Química Geral
- Método 2- Um conjunto de regras foram estabelecidas para determinar o número
de oxidação para o segundo método.
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO:
1- Flúor nos seus compostos apresenta sempre número de oxidação -1;
2- Oxigênio nos seus compostos possui número de oxidação -2;
Exceções:
a. Peróxido e Superóxidos: Estes compostos contém ligações O – O. O número de
oxidação peróxido é -1 e nos superóxido é ½;
b. Fluoreto de Oxigênio: A regra 1 sempre tem preferência. Em OF2 e O2F2 os
números de oxidação de cada oxigênio são +2 e +1, respectivamente;
3- Hidrogênio: na maioria dos compostos o número de oxidação é +1;
Exceções: Nos hidretos metálicos o valor é -1;
Química Geral
4- Compostos de elemento do grupo periódico I (metais alcalinos) e II (metais
alcalinos terrosos): Este elementos tem seus números de oxidação +1 e +2,
respectivamente;
Elementos do Grupo III A, quando combinados, geralmente possuem número
de oxidação +3;
5- Na fórmula da substância ou espécie (íon, átomo, molécula), a soma dos
números de oxidação de todos os elementos é igual à carga elétrica que
aparece com a formula;
a. Um átomo de qualquer elemento no estado livre (não combinado) tem
número de oxidação igual a zero (0);
b. Qualquer íon simples (monoatômico) tem número de oxidação igual a sua
carga.
c. A soma dos números de oxidação de todos os átomos da fórmula (empírica
ou moleculares) para um composto inteiro é igual a zero (0);
Química Geral
d. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que aparecem na
fórmula para um íon poliatômico ou complexo é igual à carga elétrica do íon.
Substância
Número de oxidação
Regra
Comentários
S8
S=0
5a
Cada S = 0
Cu
Cu = 0
5a
HCl
H = +1 e Cl = -1
3 e 5c
Por Subtração
CH4
H = +1 e C = -4
3 e 5c
Cada H é +1
NaH (hidreto)
Na = +1 e H = -1
4, 3, 5c
BaO
Ba = +2 e O = -2
4, 3, 5c
BaO2 (peróxido)
Ba = +2 e O = -1
4, 2a, 5c
KNO3
K= +1, O = -2 e N = +5
4, 2, 5c
HSO3-
H= +1, O = -2 e S = +4
3, 2, 5d
Por Subtração
Cr2O72-
O = -2 e Cr = +6
2, 5d
Por Subtração
Fe3O4
O = -2 e Fe = 8/3
2, 5c
Por Subtração
C6H12O6
H = +1, O = -2 e C = 0
3, 2, 5c
Por subtração
Cada O é -1
Química Geral
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
a) Polaridade das Moléculas Diatômicas:
- Ligações Iônicas;
- Ligações Covalentes:
a- Ligações Covalentes Polares;
b- Ligações Covalentes Apolares.
Química Geral
Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito de
eletronegatividade.
* Com base na definição de eletronegatividade foi possível
desenvolver uma regra para determinar se uma ligação
química apresenta um caráter iônico ou covalente.
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em
uma ligação química, for superior a 1,7, a Ligação Química apresenta um
Caráter Iônico;
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em
uma ligação química, for inferior a 1,7, a Ligação Química apresenta um
Caráter Covalente Polar;
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, , entre os átomos em
uma ligação química, for igual a 0 (zero), a Ligação Química apresenta um
Caráter Covalente Apolar;
Química Geral
Ligação Iônica – Átomos diferentes ligados. Diferença de
eletronegatividade superior a 1,7.
Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1.
Ligação Covalente Polar – Átomos diferentes ligados.
Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7.
Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9.
Ligação Covalente Apolar – Átomos iguais ligados.
Diferença
de
eletronegatividade
igual
a
0
Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero).
(zero).
Química Geral
Todas as moléculas diatômicas são polares se suas ligações forem polares;
Todas as moléculas diatômicas que são compostas por átomos diferentes são
ligeiramente polares;
Todas as moléculas diatômicas, homonucleares, tais como: O2, N2, Cl2 F2...,
são apolares. Sua ligação química é uma Ligação Covalente Apolar.
AS LIGAÇÕES IÔNICAS E COVALENTES SÃO DOIS MODELOS EXTREMOS
DE LIGAÇÕES QUÍMICAS. A MAIORIA DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS REAIS
FICA EM UM LUGAR ENTRE PURAMENTE IÔNICO E PURAMENTE
COVALENTE.
Química Geral
b) Polaridade das Moléculas Poliatômicas:
A polaridade das moléculas poliatômicas dependem da Geometria da Molécula e
do Número de elétrons Isolados na Molécula.
cis-dicloro-eteno
trans-dicloro-eteno
Molécula Polar μ ≠ 0
Molécula Apolar μ = 0
μ - Momento de Polarizabilidade