Lig Químicas - Prof. Camilo Castro

LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Conceito Geral: Combinação entre
átomos, moléculas e íons onde cada espécie
química procura uma maior estabilidade.
Energia
Menos estáveis
Átomos
isolados
Mais estáveis
Átomos
ligados
Definições
 Estado Natural dos Átomos: os átomos são
encontrados na natureza combinados de modo a
adquirir maior estabilidade.
 Estabilidade química: os átomos precisam
completar seus orbitais incompletos perdendo ou
ganhando elétrons da última camada.
 Camada de Valência: as ligações químicas,
de um modo geral, envolvem apenas a última
camada do átomo.
Regra do Octeto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar oito elétrons na última camada,
imitando os gases nobres.
Configuração Geral: ns2 np6

  
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.
Regra do Dueto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar a camada de valência com dois
elétrons, imitando o gás nobre - He.
Configuração Geral: ns2

Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos: H, Li, B e Be.
TIPOS DE LIGAÇÃO
 IÔNICA ou ELETROVALENTE
 COVALENTE ou MOLECULAR:
- Simples
- Dativa
 INTERMOLECULAR
 METÁLICA
LIGAÇÃO IÔNICA
 Definição: ocorre através da transferência definitiva
de elétrons de um átomo para outro, dando origem a íons
de cargas contrárias, que se atraem formando um
aglomerado iônico ou retículo cristalino.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11)  1s2) 2s2, 2p6) 3s1
Cl ( Z = 17)  1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Na
Cl
Na+
Cl-
Ligação Iônica
Configuração dos Átomos:
Na
Cl
Ligação Iônica
Transferência do elétron:
Na
Cl
Ligação Iônica
Formação dos íons:
Na+
Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+
Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+
Cl-
Ligação Iônica
Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:
Fórmula dos Compostos
Iônicos
[A]
[B ]
+X
-Y
Y
X
 Cargas = + xy – xy = zero
Exemplos:
Ca+2 + Br-1  CaBr2
AL+3 + S-2
 Al2S3
Ligações dos Grupos - A
Grupo Carga Grupo Carga
1A
+1
5A
-3
2A
+2
6A
-2
3A
+3
7A
-1
Exemplos:
a) K+Cl-  KCl
c) Al+3S-2  Al2S3
b) Ca+2I-1  CaI2
d) Fe+3O-2  Fe2O3
Características dos
Compostos Iônicos
 Sólidos a temperatura ambiente.
 Ponto de Fusão e Ebulição muito
elevados.
 Conduzem corrente elétrica fundidos ou
em solução aquosa.
 Melhor solvente é a água.
Participantes dos
Compostos Iônicos
 Metal com: - Hidrogênio
- Semimetal
- Ametal
- Radical salino (SO4-2)
 Radical Catiônico (NH4+) com os ânions
listados para os metais.
Exercícios de fixação:
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1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
a) O potencial de ionizção dos átomos participantes tenha
valores próximos.
b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha
valores próximos.
c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha
valores bastantes diferentes.
d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s.
e) As afinidades eletrônicas sejam nulas.
2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do
elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações
iônicas originando o composto de fórmula:
a) XY
b) X2Y
c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4
Exercícios de fixação:
3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio,
apresentam as propriedades:
a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de
eletricidade e baixo ponto de fusão.
b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade
em solução aquosa e baixo ponto de fusão.
c) Sólidos, maus condutorers de eletricidade em solução
aquosa e baixo ponto de fusão.
d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado
sólido e alto ponto de fusão.
e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução
aquosa e elevado ponto de fusão.
LIGAÇÃO COVALENTE
OU MOLECULAR
 Definição: Ocorre através do compartilhamento
de um par de elétrons entre os átomos que possuem
pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade,
se unindo por atração magnética dos orbitais da
última camada.
 Tipos de Ligações Covalentes:
- Covalente Simples.
- Covalente Dativa.
Ligação Covalente
Simples ou Normal
 Definição: é assim chamada quando o par
eletrônico compartilhado é formado por um elétron
de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17)  1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Cl
Cl
Fórmula de Lewis
Cl2 ou Cl - Cl
Molecular
Estrutural
Ligação Covalente
Simples ou Normal
Configuração dos Átomos:
Ligação Covalente
Simples ou Normal
Atração Magnética:
Ligação Covalente
Simples ou Normal
Atração Magnética:
Ligação Covalente
Simples ou Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
Cl
Cl
Exemplos de Ligações
Covalentes Simples
O
O
O2 ou O = O
N
N
N2 ou N  N
H
O
H
H
Cl
H2O ou H - O - H
HCl ou H - Cl
Ligação Covalente
Dativa ou Coordenada
 Definição: é assim chamada quando o par eletrônico
compartilhado pertence a um dos átomos que participa da ligação,
só ocorre quando todas as ligações covalentes simples possíveis já
aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
O
S
O
+
O
S=O + O  S=O
O
S
O
NÚMERO DE VALÊNCIA
 Definição: é o número de ligações covalentes
normais e dativas que um átomo é capaz de formar.
 Valências dos grupos A
GRUPOS
Fórmula de
Lewis
N° de Valências
simples
N° de Valências
dativas
Hidrogênio - H
4A
5A
6A
7A
E
E
E
E
4
3
2
1
0
1
2
3
1 covalente normal
Moléculas do Tipo HxEOy
Ácidos Oxigenados
 Nessas fórmulas todos os átomos de oxigênio aparecem
ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará
ligado a um átomo de oxigênio.
Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
O
H
O
S
O
O
O
H
H-O-S-O-H
O
LIGAÇÕES SÍGMA () E PI ()
 Ligações : ocorrem através da interpenetração de
orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo, por isso
é uma ligação forte e difícil de ser rompida.
 Ligações : ocorrem apenas com orbitais do tipo p
que se interpenetram lateralmente segundo eixos
paralelos, por isso é uma ligação mais fraca e fácil de ser
rompida.
Obs. As ligações  só ocorrem após a ligação , que é
única entre dois átomos.
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS
 Definição: artifício utilizado por alguns
elementos para formarem um maior número de
ligações covalentes simples.
Hibridização Ocorrências
sp
2
sp
3
sp
Be e Mg
B e Al
C e Si
Geometria Ângulo
Linear
180°
Trigonal
120°
Tetraédrica 109° 28’
Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de
Hibridização.
Exemplos de Hibridização
 Casos em que o átomo híbrido não
completa o seu octeto.
BeCl2
Cl
Be
Cl
BF3
F
B
F
F
Cl - Be - Cl
F-B-F
F
Hibridização sp
2s 2p 2p 2p
Be átomo isolado
sp sp
2p 2p
Be átomo hibridizado
Hibridização sp2
2s 2p 2p 2p
sp2 sp2 sp2 2p
B átomo isolado
B átomo hibridizado
Hibridização do Carbono
Hibridização
Sp
3
Estrutura
l
–C –
l
Sp2
–C =
l
Sp
– C  ou =C=
Hibridização sp3
2s
2p 2p 2p
C átomo isolado
sp3 sp3 sp3 sp3
C átomo hibridizado
Hibridização
3s
3p 3p 3p
3d
P átomo isolado
3d 3d 3d 3d
3
sp d
cinco híbridos sp3d
P átomo hibridizado
3d 3d 3d 3d
Hibridização sp3d2
3s
3p 3p 3p 3d 3d
S átomo isolado
3d 3d 3d
Seis híbridos sp3d2
S átomo hibridizado
3d 3d 3d
Características dos
Compostos Moleculares
 Sólidos, líquidos ou gasosos a
temperatura ambiente.
 Ponto de Fusão e Ebulição inferiores
aos dos compostos iônicos.
 Bons isolantes: térmico e elétrico.
Participantes dos
Compostos Moleculares
 Ametal, Semimetal e Hidrogênio:
- Ametal
- Semimetal
- Hidrogênio
Exercícios de fixação:
Página 58
1. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos
apenas ligações covalentes:
I- NaCl
II- CCl4
a) I e II
b) II e III
III- SO2
IV- KCl
V- Na2SO4
c) I e IV d) IV e V e) III e IV
2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do
átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período,
pode ser representado por:
 
a) – Cl 
b) Cl –
c) – Cl –
d) – Cl –
e) – Cl –
 

3. (UCSal) Uma certa molécula linear é formado por três átomos
ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação
tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula:
a) 4 ligações 
b) 4 ligações 
c) 1 ligação  e 3 ligações 
d) 3 ligações  e 1 ligação 
e) 2 ligações  e 2 ligações 
Exercícios de fixação:
4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por
átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da
camada de valência de cada átomo?
F |
P
|
|
|
a) P  F b) P – F P c) F – F  P d) F – P – F e) P – F – P
5. Nas moléculas: O = C = O e H – C  N
As hibridizações apresentadas pelos átomos de carbono são,
respectivamente:
a) sp e sp2
b) sp e sp3
c) sp e sp
d) sp3 e sp3
e) sp3 e sp3
GEOMETRIA MOLECULAR
DEPENDE:
 Disposição espacial dos núcleos dos
átomos.
 Repulsão dos pares eletrônicos das
ligações ou pares livres dos átomos.
Obs. Toda molécula formada por dois
átomos é sempre linear.
Nuvens Eletrônicas
Quando se tratar de moléculas com três ou
mais átomos, considera-se uma nuvem
eletrônica para os casos:
 Ligação covalente simples
 Ligação covalente dupla
 Ligação covalente tripla
 Par de elétrons não ligante
Formas Geométricas
 ÁTOMOS HIBRIDIZADOS:
1) sp  linear (ex: BeH2, CO2, etc.)
2) sp2  trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.)
3) sp3  tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.)
 ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS:
1) 2 átomos  linear (ex: H2, HCl, etc.)
2) 3 átomos  angular (ex: H2O, SO2, etc.)
3) 4 átomos  piramidal (ex: PH3, NH3, etc.)
Exercícios de fixação:
Página 59
Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo:
•
SCl2
•
BF3
•
HCl
•
O3
•
PH3
•
CO2
•
P4
•
SiH4
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
 Definição: é o acúmulo de cargas elétricas iguais
em regiões distintas da ligação pólos.
 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas,
onde cada íon que participa da ligação define um
pólo da ligação.
+
_
Polaridade das Ligações
 Ligações covalentes: é função da diferença de
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades
iguais, a nuvem não se deforma.
- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade
diferentes, a nuvem se deforma.
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade
entre os átomos maior a polarização.
Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar:
H2
H

H
Ligação covalente polar:
+
HCl

H
Cl
-
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da molécula, sua força depende da polaridade
das ligações e da geometria molecular.
 Momentum dipolar: é o vetor que orienta a
polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex:
H  Cl

 Momentum dipolar resultante (r): vetor que
define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
Polaridade das Moléculas
 Molécula apolar: momentum dipolar (r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
O=C=O

OCO


 r = Zero
 Molécula polar: momentum dipolar (r)  zero.
Ex: molécula da água – H2O.

O
H
H
 r  Zero (polar)
O
H
H
Exercícios de fixação:
Página 60
1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são,
respectivamente:
a) covalente apolar, covalente polar e iônica.
b) iônica, covalente apolar e covalente apolar.
c) covalente polar, iônica e covalente apolar.
d) covalente apolar, iônica e covalente polar.
e) iônica, covalente polar, covalente apolar.
2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de
moléculas polares é:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é:
a) H2O
(água)
d) CS2
(dissulfeto de carbono)
b) C2H5OH
(álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina)
c) HCCl3
(clorofórmio)
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
 DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de
substâncias no estado sólido ou líquido.
 Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as
moléculas polares.
2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado
aos átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido:
ocorrem entre as moléculas apolares.
Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a
intensidade das forças de ligação, maiores os PF e
PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o
tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da
substância.
Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Exemplos:
PE
PE
SnH4
100
H2O
GeH4
SeH4
0
H2Te
H2S
CH4
H2Se
- 100
Tamanho da molécula
Tamanho da molécula
LIGAÇÃO METÁLICA
 Definição: ligações entre átomos de metais que
formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos
por uma nuvem de elétrons livres da camada de
valência.
Retículo Cristalino
Características dos Metais
 Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
 Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho,
exceção para o Mg e Al.
 Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos.
Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
 PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.
 Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior
condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.
 Maleabilidade e ductibilidade.
Ligas Metálicas
 Definição: materiais com propriedades metálicas
que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos
um deles metal. Exemplos:
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)
Exercícios de fixação:
Página 62
1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e
H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de
hidrogênio?
a) H2
b) CH4
c) HCl
d) H2S
e) H2O
2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é:
a)
b)
c)
d)
e)
H
H
O
C
OH
H
OH
O
OH-
CH3OH
H
H
CH3OH
CH3OH
CH3OH
H
C
H
O
H
OH-
CH3OH
O
H
CH3OH
H
Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4