Prof. Cristian Berto da Silveira

QUÍMICA GERAL

UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

Química Geral

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.

UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

Química Geral

Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm

Tipos de Ligações Químicas: Existem três modelos que descrevem as ligações

químicas;

Química Geral

2. Ligações Covalentes;1. Ligações Iônicas;

3. Ligações Metálicas;

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) Na+(g) + 1e-

Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron.

Cl (g) + 1e- Cl-(g)

Na + (g) + Cl - (g) NaCl(s)

Formação de um sólido a partir de seus íons.

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.

Na (g) Na+(g) + 1e- Energia Absorvida = 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.

Cl (g) + 1e- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol-1

Na+ (g) + Cl- (g) Na+ [Cl]- (g) Energia Liberada = 450 kJ.mol-1

Resumo: Na (g) + Cl (g) Na+ [Cl]- 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

Etapa A: Na (s) Na(g) Energia Absorvida = 108 kJ.mol-1

Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no estado sólido temos

que:

Etapa D: Cl (g) + 1e- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol-1

Etapa E: Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) Energia Liberada = 787 kJ.mol-1

Resumo: Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) Energia Liberada = 410 kJ.mol-1

Etapa B: Na (g) Na+(g) + e- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1

Etapa C: ½ Cl2 (g) Cl(g) Energia Absorvida = 121 kJ.mol-1

Química Geral

Ligação Iônica

Química Geral

Li (g) Li+(g) + 1e- Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol-1

Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que:

F (g) + 1e- F-(g) Energia Liberada = 79,5 kJ.mol-1

Li (g) + F (g) 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 combinação com

outros átomos.

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 ●●●

●●●

●

Na+ [:Cl:]-. .. .

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

Na+ [:Cl:]-. .. .

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);

- In3+:

b) Cu (Z = 29)

- Cu+:

- Cu2+:

c) Cr (Z = 24)

- Cr2+:

- Cr3+:

d) P (Z = 15)

- P-3:

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);

- Fe2+:

- Fe3+:

b) O (Z = 8)

- O2-:

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

Molécula de O2

Molécula de H2

Molécula de Hidrogênio H2

H (Z = 1) – 1s1

Segundo a Regra de Hund

H (Z = 1) – 1s1

1

1

11

Molécula de Hidrogênio O2

O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4

Segundo a Regra de Hund

111

1

1

1

1

1

O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4 111

1

1

1

1

1

1s2

2s2

2p4

Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas:

Química Geral

Molécula de HCl

Molécula de N2

Molécula de HF

Química Geral

Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas:

Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH4

H (Z = 1) – 1s1

C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2

- O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o

elemento com a mais baixa energia de ionização.

C

H

HH

H

* ***

+ +

+

+

__

_ _1 elétron de valência

4 elétron de valência

Química Geral

Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH3

H (Z = 1) – 1s1

N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3

- O átomo de N é o átomo central.

1 elétron de valência

5 elétron de valência

N

H

HH * **

+ +

+

_

_ _* *

Química Geral

Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH4+

H (Z = 1) – 1s1

N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3

- O átomo de N é o átomo central.

1 elétron de valência

5 elétron de valência

N

H

HH * **

+ +

+

_

_ _* *

N

H

HH * **

+ +

+

_

_ _* *

H +

N

H

HH * **

+ +

+_

_ _* *

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.

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

H (Z = 1) – 1s1

C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2

- O átomo de C é o átomo central.

1 elétron de valência

4 elétron de valência

C

H

H

H

* ***

+

+

+

__

_ _ C

H

H

H

* ***

+

+

+

__

_

Química Geral

Ex1: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas de Acido Acético CH3COOH:

C – 2 x 4 = 8

H – 4 x 1 = 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 – 1 x 4 = 4

H – 4 x 1 = 4

O – 1 x 6 = 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.

Cl (Z = 17) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. 7 elétrons na camada de valência.

P (Z = 15) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. 5 elétrons na camada de valência.

Química Geral

P - 1 1 1 1

1

3s2 3p3

Cl - 1 1 1 1

1

3s2 3p5

1 1

Cl - 1 1 1 1

1

3s2 3p5

1 1

Cl - 1 1 1 1

1

3s2 3p5

1 1

. .

a) PCl3.

Química Geral

5 x Cl - 1 1 1 1

1

3s2 3p5

1 1

P - 1 1 1 1

1

3s2 3p3 3d

P - 1 1 1 1 1

3s2 3p3 3d

b) PCl5.

HIBRIDIZAÇÃO

dsp3

Química Geral

Ressonância – É uma mistura de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas

com diferentes arranjos de elétrons.

Íon Nitrato NO3-

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).

NO

O

O. . . . . .

. . . .

. .

. . . .

NO

O

O. . . .

. .

. . . .

. .

. . . .

NO

O

O. . . .

. . . . . .

. .

. . . .

Química Geral

Molécula de Benzeno C6H6

Química Geral

. . . . . . O O O

:O: :O : :O: :O: :O: :O :

Molécula de Ozônio O3

Química Geral

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.

Balanço de Carga

Dois métodos são empregados para determinar o balanço de carga, a Carga Formal

e o Método de Oxidação.

S

O

O

OO. .

. .

. .

. .

. .

. . . .. .

. .

. .

. .. .

-2-1

-1

-1

-1

+2S

O

O

OO. .

. .

. .

. .

. .

. .

. .

. .. .

. . -2

0 0

-1

-1

0

(a) (c)

S

O

O

OO. .

. .

. .

. .

. ..

..

..

.. .

. . -2

0 +1

-1

-1

-1

(b)

. .

Química Geral

Carga Formal: (Elétrons de valência do átomo isolado) – (Elétrons de valência

do átomo ligado)

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.

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

Ex: PO43-

P

O

O

OO. .

. .

. .

. .

. .

. . . .. .

. .

. .

. .. .

-3-1

-1

-1

-1

+1

(a)

P

O

O

OO. .

. .

. .

. .

. . . .

. .

. .

. .. .

. . -3

0 0

-1

-1

-1

(b)

Química Geral

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

O – CF = 6 - 6 = 0

O – CF = 6 - 7 = -1

O – CF = 6 - 7 = -1

O – CF = 6 - 7 = -1

P – CF = 5 - 5 = 0

Química Geral

Ex: NH4+

N

H

H

HH

+

Ex: NH3 N

H

HH

Ex: NO3-

N

O

OO

_

H – CF = 1 - 1 = 0

N – CF = 5 - 5 = 0

H – CF = 1 - 1 = 0

N – CF = 5 - 4 = +1

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.

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

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 Cada O é -1

KNO3 K= +1, O = -2 e N = +5

4, 2, 5c

HSO3- H= +1, O = -2 e S =

+43, 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

Química Geral

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES

- Ligações Iônicas;

- Ligações Covalentes:

a- Ligações Covalentes Polares;

b- Ligações Covalentes Apolares.

a) Polaridade das Moléculas Diatômicas:

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 (zero).

Eletronegatividade (Cl = 3,0)

Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (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;

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.

Todas as moléculas diatômicas, homonucleares, tais como: O2, N2, Cl2 F2...,

são apolares. Sua ligação química é uma Ligação Covalente Apolar.

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

Molécula Polar μ ≠ 0

trans-dicloro-eteno

Molécula Apolar μ = 0

μ - Momento de Polarizabilidade