Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto III Unidade
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