LIGALIGA ÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS

ÍÍ ONSONS

Átomos podem ceder ou receber elétrons e com isso perder a eletroneutralidade.

Potencial de ionização: energia necessária para remover um elétron de um átomo.

Metais têm potencial de ionização baixos →→→→ formam cátions

Eletroafinidade: energia liberada quando um elétron écapturado por um átomo.

Não metais têm eletroafinidade alta →→→→ formam ânions

Ligação Iônica

� É a ligação que ocorre entre íons, positivos

(cátions) e negativos (ânions), e é caracterizada pela

existência de forças de atração eletrostática entre estes

íons.

� Neste tipo de ligação ocorre a transferência de 1 ou

mais elétrons de um átomo para outro.

�������� LigaLigaçção entre o são entre o sóódio (metal) e o cloro (ametal):dio (metal) e o cloro (ametal):

1111Na Na -- 2 2 -- 8 8 –– 1 (tende a ceder um el1 (tende a ceder um eléétron)tron)

1717Cl Cl -- 2 2 -- 8 8 –– 7 (tende a receber um el7 (tende a receber um eléétron)tron)

LIGALIGALIGALIGAÇÇÇÇÃO IÔNICAÃO IÔNICAÃO IÔNICAÃO IÔNICA

11Na 1s2 2s2 2p6

K - 2 L - 8 M - 1

17Cl 2s2 2p6 3s21s2 3p5

K - 2 L - 8 M - 7

Ambos adquirem a estabilidade, pois ficam com 8 elétrons na última camada. .

Transferência de 1 elétronē3s3s11

(3s2 3p6)(3s(3s00))

� O elétron 3s1 do átomo sódio transfere para o orbital

3p5, semi-cheio no átomo de cloro, para formar um

íon sódio positivo e um íon cloro negativo.

� Como resultado forma o composto cloreto de sódio ,

uma vez que os íons Na+ e Cl- se atraem fortemente

porque têm cargas opostas.

� A força que mantém juntos os íons de cargas opostas

é uma ligação iônica.

Na x + Clooo

oo

oo

Na[ ]+ +oo

oo

oooCl[ ] -x

[Na]+ [Cl]-

NaCl

A formação do cloreto de sódio é representada da seguinte forma:

Estrutura unitária ou mínima

Fórmula de Lewis

Fórmula iônica - Na +Cl-

� O cloreto de sódio, assim como todas as substâncias

iônicas, se mantém coeso pela atração entre cargas

positivas e negativas .

� Uma ligação iônica é a atração entre íons de cargas

opostas e são formadas toda vez que um ou mais

elétrons são transferidos de um átomo para outro .

� Os metais , que exercem uma atração relativamente

fraca sobre seus elétrons de valência, tendem a formar

ligações iônicas quando se combinam com não metais .

� É importante reconhecer que substâncias com

ligações iônicas não existem como moléculas.

� No cloreto de sódio, por exemplo, a ligação não

existe apenas entre um íon sódio e um íon

cloreto.

� Cada íons sódio no cristal atrai seis íons

cloreto, negativos, mais próximos e vice-versa.

Cristal de cloreto de sódio

�������� LigaLigaçção entre o cão entre o cáálcio (metal) e o cloro (ametal)lcio (metal) e o cloro (ametal)

2020Ca Ca -- 2 2 -- 8 8 -- 8 8 -- 2 ( tende a ceder 2 el2 ( tende a ceder 2 eléétrons)trons)

1717Cl Cl -- 2 2 -- 8 8 -- 7 (tende a receber um el7 (tende a receber um eléétron)tron)

x + [ ] -xCa

oo

oo

ooo Cl

oo

oo

ooo Cl

Ca[ ] 2+ + 2 xoo

oo

ooo Cl

CaCl 2O Ca é bivalente.

MMéétodo Prtodo Práático para Escrever a Ftico para Escrever a Fóórmula de um rmula de um

Composto Iônico:Composto Iônico:

[ CÁTION ] [ ÂNION ]x+ y-

xy

A+X + B –Y AYBX

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

Al (3A) : 2 Al (3A) : 2 –– 8 8 -- 3 / O (6A): 2 3 / O (6A): 2 –– 8 8 -- 66

[ Al ]3+

[ O ]2-

2 3

FFóórmula do composto iônico: Alrmula do composto iônico: Al22OO33

Valência – ou poder de combinação de um átomo é o número de ligações que ele deve fazer para alcançar a estabilidade.

-1-

-2-

-3-

+ 4, - 4-

+3

+2

+1

Carga dos íons

Perde, recebe ou Compartilha 4 e-

IVA

Família Comportamento

IA Perde 1 e-

IIA Perde 2 e-

IIIA Perde 3 e-

VA Recebe 3 e-

Compartilha 3 e-

VIA Recebe 2 e-

Compartilha 2 e-

VIIA e o H Recebe 1 e-

Compartilha 1 e-

ValênciasValências

H

Íons polinucleares ou íons compostos

� São íons originados a partir de dois ou mais átomos e que por isso apresentam dois ou mais núcleos.

Ex: HPO3-2; NH4

-, SO4-2, BO3

-3, entre outros.

� Em todo o composto iônico, qualquer que seja o tipo dos íons que o constituem, a soma das cargas positivas deve neutralizar a das negativas.

Ex. Ba2+ e NO2- → Como a carga do cátion é o dobro da

do ânion, são necessários 2 íons NO2- para neutralizar 1

íon Ba2+ . Portanto, a fórmula unitária do composto por eles formado será Ba(NO2)2

CaracterCaracter íísticas dos Compostos sticas dos Compostos IônicosIônicos ::

�� São sólidos nas condições ambiente;

� Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;

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

LigaLiga çção Covalente ou ão Covalente ou MolecularMolecular

•• CaracterizaCaracteriza --se pelo compartilhamento se pelo compartilhamento

(emparelhamento) de el(emparelhamento) de el éétrons. trons.

•• Ocorre normalmente entre:Ocorre normalmente entre:

AMETAL e AMETAL ou AMETAL e AMETAL ou

AMETAL e HIDROGÊNIOAMETAL e HIDROGÊNIO

LIGAÇÃO COVALENTE

� É o compartilhamento de elétrons entre átomos, afim

de adquirirem uma configuração estável .

� Através de métodos de mecânica quântica, é possível

concluir que a densidade eletrônica concentra-se

entre os núcleos dos átomos, devido às atrações

entre os núcleos e os elétrons . Com isso o balanço

de interações eletrostáticas é de atração, mantendo os

dois átomos da ligação unidos.

LigaLiga çção covalente simplesão covalente simples

� É a ligação que ocorre entre dois átomos

através do compartilhamento de um ou

mais pares de elétrons , sendo que cada

elétron provém de um dos átomos.

LIGAÇÃO COVALENTE

� Estrutura de Lewis - os pares de elétrons compartilhados são representados por um traço entre os átomos da ligação, e os pares de elétrons não compartilhados como pares de pontos.

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

Ligações covalente múltiplas

� Numa ligação covalente múltipla, dois

átomos se ligam através do

compartilhamento de dois ou três pares

de elétrons , sendo cada par formado por

um elétron de cada átomo.

Ligações covalente múltiplas

� Ligações duplas : dois pares de elétrons compartilhados.

� Ligações triplas : três pares de elétrons compartilhados.

� Como regra, à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta, a distância entre os átomos ligados diminui.

2 2 -- LigaLigaçção quão quíímica entre os mica entre os áátomos de carbono e oxigênio tomos de carbono e oxigênio

66C : 2 C : 2 -- 4 ( tende a receber 4e4 ( tende a receber 4e--))

88O : 2 O : 2 -- 6 (tende a receber 2e6 (tende a receber 2e--))

OCOoo

xx O

x

xx

xxo

xoCx x

x xO

FFóórmula rmula eletrônica ou eletrônica ou de Lewisde Lewis

FFóórmula rmula estrutural estrutural planaplana

FFóórmula rmula molecularmolecular

CO2

LigaLiga çção Covalente Dativa ou ão Covalente Dativa ou CoordenadaCoordenada

• É a ligação que une dois átomos através de um ou mais

pares de elétrons provenientes de apenas um desses

átomos.

• Nesse tipo de ligação, apenas um dos átomos já apresentava

anteriormente a estabilidade.

Ou seja,

• Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu a

estabilidade e dispõe de um par eletrônico livre que pode ser

“emprestado” para outro átomo.

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 corrente elétrica (com algumas exceções.

Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água).

LigaLiga çções covalentes e a tabela ões covalentes e a tabela periperi óódicadica

� A ligação covalente ocorre entre átomos de

elementos dos grupos 14 (IVA), que têm quatro

elétrons na última camada, até 17 (VIIA), que

apresentam sete elétrons na última camada.

� Além desses, também o hidrogênio e o boro

participam de ligações covalentes.

Substâncias moleculares e Substâncias moleculares e iônicas.iônicas.

� Quando uma substância possui somente ligações

covalentes entre seus átomos, é chamada substância

molecular.

� A menor partícula dessa substância se chama molécula.

� O ácido sulfúrico é constituído apenas por ligações

covalentes e, portanto, é um composto molecular –

H2SO4.

� Quando um composto tiver uma ou mais ligações iônicas, é considerado uma substância iônica, mesmo que apresente várias ligações covalentes .

� Ex: H3O+, NaNO3, entre outros.

Substâncias moleculares e Substâncias moleculares e iônicas.iônicas.

ELETRONEGATIVIDADEELETRONEGATIVIDADE

� É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.

� Grandeza usada para estimar se determinada ligação será covalente apolar, covalente polar ou iônica .

� Linus Pauling, desenvolveu uma escala de eletronegatividade baseada em dados termodinâmicos, que não possuem unidades.

� Esta escala varia no intervalo de 0,7 a 4,0.

Elementos quElementos qu íímicos e micos e eletronegatividadeeletronegatividade

� O flúor, é o elemento mais eletronegativo →

eletronegatividade 4,0.

� O elemento menos eletronegativo, o césio →

eletronegatividade 0,7.

Tabela periTabela peri óódica e dica e eletronegatividadeeletronegatividade

EletronegatividadeEletronegatividade atômica e atômica e polaridade molecularpolaridade molecular

� Ligação covalente apolar é aquela que não

constitui dipolo elétrico. Neste caso, as

eletronegatividades dos átomos ligados são

iguais . Ex. H - H

� Ligação covalente polar é aquela que constitui um

dipolo elétrico. Forma-se quando as

eletronegatividades dos elementos ligados são

diferentes. Ex. H - Cl

� O conceito de polaridade de ligação ajuda a

descrever o compartilhamento de elétrons entre os

átomos.

� Ligação covalente apolar é aquela na qual os

elétrons estão igualmente compartilhados entre

dois átomos.

� Ligação covalente polar é quando um dos átomos

exerce maior atração pelos elétrons ligantes do que

o outro – são compartilhados desigualmente .

LigaLiga çção entre H ão entre H –– Cl Cl

� O cloro é mais eletronegativo e portanto, exerce maior

atração sobre os elétrons do que o hidrogênio .

� Como resultado, o par de elétrons é deslocado em

direção ao átomo de cloro , dando a ele uma carga

parcial negativa e deixando o átomo de H com uma

carga parcial positiva .

� O elétron não foi transferido totalmente – não ocorre a

formação de íons ���� a molécula de HCl é eletricamente

neutra.

Cargas parciais (δ )

� As cargas parciais são representadas pela letra

grega delta (δ).

� Carga parcial positiva → δ+

� Carga parcial negativa → δ-

� A medida que a diferença de eletronegatividade

aumenta, a polaridade da ligação aumenta.

DeterminaDetermina çção do Carão do Car ááter de uma ter de uma LigaLiga ççãoão

Pode-se determinar o tipo de ligação através do cál culo da diferença de eletronegatividade ( ∆∆∆∆E):

Ligação Covalente ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆E < 1,7

Se a diferença for menor que 1,5 , a ligação é fortemente covalente

Ligação Iônica ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆E > 1,7 a 1,9 - a ligação será mais iônica do que covalente.

Se a diferença for maior que 2,0 , a ligação é fortemente iônica.

� Exemplos:

� HBr → ∆∆∆∆E = 2,8 - 2,1 = 0,7 - Ligação Covalente

� NaCl → ∆∆∆∆E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

CompostoF2 HCl LiF

Diferença deeletronegatividade

4,0 – 4,0 = 0 3,0 – 2,1 = 0,9 4,0 – 1,0 = 3,0

Tipo de ligação Covalente apolar Covalente polar Iônica

O caráter iônico ou polaridade de uma ligação aumenta

quanto maior for o deslocamento dos elétrons que dela

participam, ou seja, quanto maior for a diferença de

eletronegatividade entre dois átomos por ela unidos.

Algumas moléculas são apolares apesar de conterem

ligações polares , em função da sua forma ou geometria

estrutural.

Ex. CO2, CH4, entre outras.

� O valor ∆∆∆∆ = 1,7 a 1,9 adotado como parâmetro para prever o tipo de ligação que se estabelece, não é um critério rigoroso, apresenta exceções.

Ex. a diferença de eletronegatividade nos compostos NaH e LiHé menor que 1,7 e, no entanto, esses compostos são iônicos, como revelado por suas propriedades.

Ex. A diferença de eletronegatividade na substância HF é de 1,9, no entanto esse composto é covalente, como mostram suas propriedades.

Ex. A diferença de eletronegatividade no composto SiO2 éexatamente 1,7, o que deixaria essa ligação no limite entre iônica e covalente. Mas a ligação é covalente.