Disciplina: Química

Professor: Rubens Barreto

III Unidade

Ligações Químicas

Ligações iônicas

Ligações covalentes

Ligações metálicas

Tipos de Ligações

Os gases nobres e a regra do octeto

Todas as substâncias químicas são formadas

por átomos dos elementos químicos.

A maioria das substâncias conhecidas é

formada por átomos combinados, unidos.

...dos milhões de substâncias conhecidas,

sabe-se de apenas seis nas quais existem

átomos não-combinados.

Os gases nobres

Hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr),

xenônio (Xe) e radônio (Rn).

Já que os gases nobres não tendem a se combinar,

tudo indica que possuir uma eletrosfera semelhante

à de um gás nobre permite o átomo estabilizar-se.

A regra do octeto

Para entender como funcionam as ligações entre

os átomos, é importante analisar a eletrosfera dos

gases nobres.

Gás nobre K L M N O P

Hélio 2

Neônio 2 8

Argônio 2 8 8

Criptônio 2 8 18 8

Xenônio 2 8 18 18 8

Radônio 2 8 18 32 18 8

Distribuição eletrônica dos gases nobres

William Kossel e Gilbert Newton Lewis (1916) –

Propuseram uma regra para interpretar a ligação

entre átomos, que ficou conhecida como regra do

octeto de elétrons.

Um átomo estará estável quando sua última

camada possuir 8 elétrons (ou 2, caso se trate da

camada K).

...os átmos não-estáveis se unem uns aos outros

a fim de adquirir essa configuração de

estabilidade.

Ligação iônica, eletrovalente ou heteropolar

Vamos considerar a reação entre o sódio e o

cloro, produzindo-se cloreto de sódio:

Na + Cl → NaCl

Nesse exemplo, o átomo de sódio cede

definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro.

Desse modo, forma-se um íon positivo (cátion

Na+) e um íon negativo (ânion Cl- ), ambos

com o octeto completo, ou seja, com a

configuração de gás nobre.

Considerando que essa explicação envolve

apenas os elétrons da última camada, é

comum simplificar a representação anterior

da seguinte maneira:

Notação de Lewis

Representações espaciais do cloreto de sódio

Agora é a sua vez:

1. Faça a representação da ligação do

magnésio com o cloro, formando o cloreto de

magnésio.

2. Faça a representação da ligação do alumínio

com o fluor, formando o fluoreto de alumínio.

3. Faça a representação da ligação do alumínio

com o oxigênio, formando o óxido de

alumínio.

Ligação iônica é a força que mantêm

os íons unidos, depois que um átomo

cede definitivamente um, dois ou mais

elétrons para outro átomo.

A ligação iônica é geralmente, bastante

forte e mantêm os íons firmemente

“presos” no retículo. Por isso, os

compostos iônicos são sólidos e, em geral,

tem ponto de fusão e de ebulição

elevados.

A ligação iônica ocorre, em geral entre

átomos de metais com átomos de não-

metais, pois:

os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3

elétrons na última camada e têm forte

tendência a perdê-los,

os átomos dos não-metais possuem 5, 6,

ou 7 elétrons na última camada e têm

acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou

1 elétron e, assim completar seu octetos

eletrônicos.

A ligação iônica e a Tabela Periódica

O tamanho do íon

Quando um átomo perde elétrons, o núcleo

passa a atrair mais intensamente os elétrons

restantes; desse modo, o diâmetro ou raio

do cátion é sempre menor que o diâmetro

ou raio do átomo original.

Cátion Átomo Cátion Átomo Cátion Átomo

Ao contrário, quando um átomo recebe

elétrons, a carga total da eletrosfera

(negativa), torna-se maior do que a carga do

núcleo (positiva); desse modo, a atração do

núcleo sobre o conjunto dos elétrons é menor

e, consequentemente, o raio do ânion é

sempre maior que raio do átomo original.

Átomo ânion Átomo ânion

Ligação covalente

Consideremos, como primeiro exemplo, a união

entre dois átomos do elemento hidrogênio (H)

para formar a molécula da substância simples

hidrogênio (H2):

H + H → H2

Eletronicamente:

A molécula de H2 é estável porque há um

equilíbrio entre as forças de atração elétrica e

as forças de repulsão elétrica:

Na ligação covalente, entre átomos iguais,

podemos falar também em raio covalente

(r), como a metade do comprimento da

ligação (d), isto é, metade da distância que

separa os dois núcleos.

Por fim, observe que cada átomo de

hidrogênio dispõe de dois elétrons, fazendo

com que o hidrogênio adquira a configuração

do gás nobre hélio.

Exemplos de ligações covalentes:

Cl2 ; F2 ; I2O2

N2

Ligação covalente ou covalência é a união

entre átomos estabelecida pelo

compartilhamento de pares de elétrons.

Podemos dizer que a ligação é covalente

quando os átomos apresentam a

tendência de ganhar elétrons.

Fórmulas das substâncias moleculares:

representações de Lewis e fórmulas estruturais.

H2

HCl

H2O

CO2

NH3

N2

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Ela ocorre quando dois átomos têm 4, 5, 6

ou 7 elétrons na última camada eletrônica (e

mais o hidrogênio).

Em outras palavras a ligação covalente

ocorre entre dois átomos de não metais, ou

ainda, entre esses elementos e o hidrogênio.

Não metaisHidrogênio

Caso particular de ligação covalente

Essa ligação é semelhante à covalente

comum, e ocorre entre um átomo que já

atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou

outros que necessitem de dois elétrons para

completar sua camada de valência.

O exemplo clássico dessa ligação é o dióxido

de enxofre (SO2).

Nesse caso, o enxofre estabelece uma dupla

ligação com um dos oxigênios, atingindo a

estabilidade eletrônica (oito elétrons na

camada de valência). A seguir, o enxofre

compartilha um par de seus elétrons com o

outro oxigênio, através de uma ligação

covalente dativa ou coordenada.

Sua vez...

Outra situação semelhante acontece com o

anidrido sulfúrico (SO3). Faça a

representação dessa ligação.

Algumas vezes não é possível representar uma partícula

com uma única estrutura de Lewis.

Ressonância

“Quando duas ou mais estruturas de Lewis podem ser escritas

para uma mesma molécula, as propriedades da molécula são

intermediárias (distância de ligação, força, etc.) às esperadas

para esta estrutura.”

Estruturas de

ressonânciaUm exemplo comum de uma

espécie híbrida

“A eletronegatividade é a tendência relativa mostrada por um

átomo ligado em atrair o par de elétrons da ligação.”

A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na

sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva e

da distância entre os núcleos e a camada de valência.

Eletronegatividade

Eletronegatividade e tipo de ligação

Cl2

HCl

NaCl

Po

ten

cia

l E

letr

ostá

tico

1/2

Ligações Polares e Apolares

Considerando a molécula de HCl,

H - Cl + -

Por outra lado, a molécula de Cl2Cl - Cl

Ligação covalente polar

Ligação covalente apolar

• Uma ligação covalente será polar sempre

que os átomos que estabelecem esse ligação

possuírem diferentes eletronegatividades.

• Quando os átomos envolvidos na ligação

possuirem a mesma eletronegatividade, a ligação

é dita apolar.

É possível determinar

numericamente o tipo

de ligação?

Tabela de eletronegatividade dos elementos

A medida que a diferença de eletronegatividade

aumenta, os elétrons passam a ser cada vez mais

predominantemente atraídos por um dos átomos.

A ligação iônica pode ser considerada como um caso

extremo da ligação covalente polar, onde a diferença

de eletronegatividade é tão grande que o elétron é

transferido de um átomo para o outro em vez de ser

compartilhado por ambos.

Em geral, quando a diferença de eletronegatividade é

maior que 1,7 a ligação é considerada iônica. Valores

abaixo de 1,7 indicam que a ligação é

predominantemente covalente.

Fórmulas de compostos covalentes

Compostos moleculares e compostos iônicos

Um composto é considerado composto molecular

quando apresenta exclusivamente ligações covalentes.

ex.: H2O, CO2 e SO3

Caso contrário, ele será considerado um composto

iônico.

ex.: NaCl, NaNO3 e Na2SO4

Exceções a regra do octeto

Moléculas com octeto incompleto

Moléculas com átomos com mais de 8 elétrons na

camada de valência.

Compostos com átomos com a camada de

valência com número impar de elétrons.

Compostos dos gases nobres.

Propriedades dos metais

Brilho metálico

Maleabilidade

Ductibilidade

Resistência a tração

Alta condutibilidade elétrica e térmica

A ligação metálica

Os átomos metálicos estão arranjados em retículo

compacto. Cada átomo perde um ou mais elétrons. Os

íons metálicos resultantes são chamados “troncos” dos

átomos;

Os elétrons se movem livremente dentro dos limites do

cristal metálico;

Os elétrons estão retidos dentro do cristal pela atração

coulômbica dos troncos de átomos. Os troncos de átomos

são mantidos juntos por atração eletrostática mútua dos

elétrons.

O modelo do mar de elétrons

Elétrons deslocalizados

(mar de elétrons)

Ligas Metálicas

Misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo

que a totalidade (ou pelo menos a maior parte) dos

átomos presentes é de elementos metálicos.

Ex.:

-“Ouro 18 quilates” (ouro + cobre)

- Bronze (cobre + estanho)

- Latão (cobre e zinco)

- Aço (ferro + carbono)

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Comparando os três tipos de substâncias

Substância P.E e P.F Estado físico nas

condições ambientes

Conduz corrente

elétrica no estado:

sólido líquido

Iônica Altos Sólido Não Sim

Molecular Baixos Sólido, líquido ou

gasoso

Não Não

Metálica Altos Sólido* Sim Sim