LIGAÇÕESLIGAÇÕES

QUÍMICASQUÍMICAS

Regra do OctetoRegra 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: Exemplo:

1111Na - 1sNa - 1s22 2s 2s22 2p 2p66 3s 3s1 1 (K=2 – L=8 – M=1) (K=2 – L=8 – M=1)

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

que possui configuração de gás nobre.que possui configuração de gás nobre.

1111NaNa++ - 1s - 1s22 2s 2s22 2p 2p66 (K=2 – L=8) (K=2 – L=8)

Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração estabilizam-se, segundo a configuração

eletrônica gás nobre hélio (1seletrônica gás nobre hélio (1s22).).

Ligação Iônica ou Ligação Iônica ou EletrovalenteEletrovalente::

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

•Atração eletrostática entre íons de Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion)cargas opostas (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 Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):(ametal):

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

1717Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)Cl - 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 sólidoEstrutura cristalina do NaCl sólido

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

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

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

x + [ ] -xCa

oo

oo

oooCl

oo

oo

oooCl

Ca[ ] 2+ + 2 xoo

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

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

[ Al ]3+

[ O ]2-

2 3

Fórmula Molecular: AlFórmula Molecular: Al22OO33

• Características dos Compostos Características dos Compostos IônicosIônicos::

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

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

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

                                                          

                                           

Ligação Covalente ou Ligação Covalente ou MolecularMolecular

• Caracteriza-se pelo Caracteriza-se pelo compartilhamento 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

ooo

oClxClx

xxxxx ClCl

Fórmula eletrônica

ou de Lewis

Fórmula estrutural

plana

Fórmula molecular

Cl2

2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio

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

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

OCOoo

xx O

x

xx

xxo

xoCxx

xxO

Fórmula Fórmula eletrônica eletrônica

ou de Lewisou de Lewis

Fórmula Fórmula estrutural estrutural

planaplana

Fórmula Fórmula molecularmolecular

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 Determinação do Caráter de uma Ligaçãouma 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 Polaridade de LigaçõesLigações

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 (-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma

carga parcial positiva (+).

Exemplo: HCl

H Cl + -

• Vetor Momento Dipolar ( 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 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::

Tipo de Molécula

Geometria

X2 e XYlinear

(toda molécula biatômica é linear)

XY2 linearse X é da família

6A:angular

XY3

trigonal plana

se X é da família 5A:

piramidal

XY4 tetraédrica

•Polaridade de Moléculas:

MOLÉCULA APOLAR R = 0

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

Ex: CO2

O = C = O O C O r = Zero

MOLÉCULA POLAR MOLÉCULA POLAR R R 0 0

Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar 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 Ponte de HidrogêniHidrogêni

oo>>

Dipolo - Dipolo - Dipolo Dipolo

PermanentPermanentee

>>

Dipolo Dipolo InstantânInstantân

eo - eo - Dipolo Dipolo

InduzidoInduzido

•Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição:

Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:

① 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 O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):dos números atômicos (aumento do tamanho):