Aula 4 - Ligações Químicas

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Ligações Químicas 
Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo de seus dois 
núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total dos átomos 
separados. Se a energia mais baixa pode ser atingida pela transferência 
completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro, formam-se íons e o 
composto é mantido pela atração eletrostática entre esses íons (Ligação iônica). 
Se o abaixamento de energia pode ser atingido pelo compartilhamento de 
elétrons, então os átomos unem-se através de uma ligação covalente, 
formando-se moléculas discretas. 
As mudanças de energia que ocorrem quando as ligações são formadas estão 
relacionadas com as mudanças na posição dos elétrons de valência dos átomos 
(elétrons da camada mais externa) 
 
Ligação iônica 
Uma ligação iônica resulta da atração eletrostática de íons com cargas opostas. 
Desde que conheçamos quais íons um elemento pode formar, poderemos estar 
aptos a predizer as fórmulas de seus compostos e explicar algumas de suas 
propriedades. 
 
A formação da ligação iônica 
 
A formação do cristal de NaCl 
Podemos descreve a formação do sólido como acontecendo em três etapas 
hipotéticas: 
 
1. Átomos de sódio perdem elétrons 
2. Ligação dos elétrons aos átomos de cloro 
3. Íons resultantes agrupam-se formando um cristal 
 
1. Átomos de sódio perdem elétrons 
 O sódio está no Grupo 1 da tabela periódica e tem configuração [Ne]3s1. 
 Com esta configuração sugere que o Na deve formar íon +1. 
 O elétron de valência é atraído pela carga nuclear efetiva que não o deixa 
desprender-se. EI do Na é 494 kJ∙mol-1, e a energia disponível para a 
formação do cátion é 
 Na(g)  Na+(g) + e-(g) energia requerida = 494 kJ∙mol-1 
 
2. Ligação dos elétrons aos átomos de cloro 
A afinidade eletrônica dos átomos de cloro é +349 kJ∙mol-1, desta forma 
sabemos que 349 kJ∙mol-1 de energia são liberados quando elétrons são ligados 
aos átomos de cloro para formar ânions no processo 
 Cl(g) + e-(g)  Cl-(g) energia liberada = 349 kJ∙mol-1 
 
Neste estágio o balanço na mudança de energia será: 
energia requerida – energia liberada = + 494 kJ∙mol-1 - 349 kJ∙mol-1 = + 145 
kJ∙mol-1 
Ou seja, há um aumento de energia e conclui-se que um gás de íons sódio e 
cloro, totalmente separados, tem energia mais alta e, consequentemente, não é 
estável. 
 
3. Íons resultantes agrupam-se formando um cristal 
A contribuição que falta é a forte atração coulômbica ou eletrostática entre íons 
de cargas contrárias. Quando íons sódio e cloro se unem para formar um cristal, 
há um grande desprendimento de energia. Experimentalmente foi encontrado 
que: 
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) energia liberada = 787 kJ∙mol-1 
Assim, a mudança de energia líquida no processo global será: 
+ 145 kJ∙mol-1 - 787 kJ∙mol-1 = - 642 kJ∙mol-1 
Ou seja, ocorre um enorme decréscimo de energia e conclui-se que um sólido 
composto de íons Na+ e Cl- tem energia mais baixa que a de um gás formado por 
íons sódio e cloro. 
A energia requerida para a formação de ligações iônicas é fornecida, em maior 
parte, pela atração coulômbica entre os íons de cargas opostas. 
 
Este modelo iônico é apropriado para descrever compostos iônicos binários 
formados entre elementos metálicos, particularmente os do bloco s, e não 
metálicos 
 
Sólido iônico – é um conjunto de cátions e ânions empacotados em um arranjo 
regular. Os íons empacotados em padrão regular são exemplos de sólidos 
cristalinos. 
 
Em um sólido iônico cada íon sofre a atração de todos os outros íons de carga 
oposta e a repulsão de todos os outros de mesma carga. 
 
Unidades de energia 
 
1. Um quilojoule por mol é a relação entre a quantidade de energia (em 
quilojoule) por cada mol encontrada. É uma unidade derivada do SI que 
corresponde à relação entre a quantidade de energia e a quantidade de 
material, sendo a energia medida em quilojoule (1000 joules) e quantidade 
de material em mol (6,02 x 1023 unidades de partículas: átomos, moléculas ou 
íons que constituem o material). 
 
O joule (símbolo: J) é a unidade de energia e trabalho no SI, e é definida como: 
 
OBS.: 1 joule é exatamente igual a: 107 ergs, 1 joule = 1 N × m (1 newton-metro) 
= 1 W × s (watt-segundo). É aproximadamente igual a: 6.2415 ×1018 eV (elétron-
volts), 0.2390 cal (calorias, o "c" é minúsculo), 2.3901 ×10−4 quilocalorias, 
Calories (energia alimentar, "C" maiúsculo), 2.7778 ×10−7 quilowatt-hora. 
 
 
2. Caloria (cal) é uma unidade de medida de energia que não pertence ao 
Sistema Internacional de Unidades 
1 caloria = 4,1868 J (exatamente) 
Quando usamos caloria para nos referirmos ao valor energético dos alimentos, 
na verdade queremos dizer a quantidade de energia necessária para elevar a 
temperatura de 1 quilograma (equivalente a 1 litro) de água de 14,5 °C para 
15,5 °C. O correto neste caso seria utilizar kcal (quilocaloria), porém o uso 
constante em nutrição fez com que se modificasse a medida. Assim, quando se 
diz que uma pessoa precisa de 2.500 calorias por dia, na verdade são 2.500.000 
calorias (2.500 quilocalorias) por dia. Hoje também é comum expressar 
quilocalorias escrevendo-se a abreviatura de caloria "Cal" com a letra C em 
maiúsculo. Ex.: 1 Cal =1000 cal = 1 kcal. 
 
Existem outras unidades de energia como o erg, BTU (Unidade térmica 
Britânica), etc. 
 
Representações de Lewis 
Numa ligação química só intervêm os elétrons de valência, ou seja, os elétrons 
da camada mais externa do átomo., que para indicá-los utilizamos as 
representações de Lewis ou notações de Lewis, que consistem no símbolo do 
elemento (que representa o núcleo mais as camadas internas, ou cerne do 
átomo) e um ponto por cada electrão de valência. 
Exemplos: metais alcalinos: ; oxigênio: ; carbono: ; halogêneos: 
. 
 
Os elementos de transição têm camadas internas incompletas e não podemos, 
em geral, escrever a notação de Lewis para estes elementos. 
Ligação Covalente 
Ligação entre dois átomos formada pelo compartilhamento de pares de 
elétrons, formando moléculas discretas. 
 
O comprimento e a força da ligação química resultam do equilíbrio devido à 
repulsão entre cargas iguais e atração entre cargas opostas. O comprimento da 
ligação é a distância entre os núcleos de dois átomos ligados numa molécula. 
 
 
 
 
Interação entre as cargas atômicas Comprimento da ligação 
 
Regra do Octeto: Qualquer átomo, exceto o hidrogênio, tem tendência a formar 
ligações até ficar com oito electrons de valência (válido para elementos do 2º 
período). 
 
Tipo de ligação que ocorre por compartilhamento de elétrons 
• Normais 
• Coordenadas 
Ligação covalente normal 
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles tende a perder ou 
ganhar. 
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons 
para que cada um atinja o octeto. 
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. 
• O par de elétrons compartilhado é proveniente de cada um dos átomos. 
 Exs: H2, F2, H2O, CH4, etc... 
 
Ligação covalente coordenada 
Ligação covalente onde o par de elétrons compartilhado é proveniente de 
apenas um dos átomos 
OBS.: a ligação coordenada ocorre após a espécie já ter efetuado a ligação 
covalente normal, utilizando os elétrons isolados. 
Ex.: a formação do SO2 e SO3 
 
 
 
 
 
Ligações duplas e triplas 
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois 
átomos (ligações múltiplas): 
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); 
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
 
Ligação dupla 
 
Ligação tripla 
 
 
As partículas formadoras das substâncias moleculares são as moléculas. 
Energia de dissociação
da ligação 
A energia de dissociação da ligação é a energia necessária para quebrar essa 
ligação. 
 
 
Propriedades das substâncias iônicas e covalentes 
Iônicas 
 Pontos de fusão e ebulição elevados. Exemplo: NaCl (P.F. = 801 ºC e P.E. = 
1465 oC); 
 São sólidos à temperatura ambiente. 
 A maioria é solúvel em água. 
 Em solução aquosa são bons condutores de corrente elétrica (pois sofrem 
dissociação: separação dos íons, permitindo movimentos de cargas); quando 
puros, só conduzem corrente se estiverem fundidos. 
 
Covalentes 
 Nas condições ambientais podem ser gasosos, líquidos e sólidos que, em 
geral, apresentam ponto de fusão e ebulição baixos; 
 Em geral não são muito solúveis em água, depende da polaridade da 
molécula; 
 Em geral, não são condutoras de eletricidade, nem puros, nem quando 
dissolvidos em água, exceto a grafita ou quando ionizados; 
 As ligações são direcionais; 
 Quando formam sólidos covalentes apresentam dureza elevada e são 
quebradiços, por exemplo o diamante e o dióxido de silício. 
Comparação entre composto iônico e molecular 
 
 
ligação metálica 
É a ligação entre metais e não pode ser explicada nem pela ligação covalente 
nem pela iônica, configurando-se como um tipo específico e diferenciado de 
ligação entre átomos. 
Na ligação metálica, os elétrons mais externos, por se encontrarem muito 
distantes do núcleo, movimentam-se livremente, formando um mar de elétrons 
dentro do retículo cristalino. Sendo assim, podemos definir a ligação metálica 
como “retículo de esferas rígidas (cátions) mantidas coesas por elétrons que 
podem se mover livremente. 
 
A condução num fio de cobre 
 Cada átomo de cobre possui um elétron livre; 
 Como o elétron percorre uma órbita extremamente grande (alto nível de 
energia), o elétron mal pode sentir a atração do núcleo; 
 Num pedaço ou fio de cobre, os elétrons livres estão contidos numa banda de 
energia denominada banda de condução. 
 Esses elétrons livres são capazes de produzir correntes altas. 
 
Teoria do elétron livre de Drude e Lorentz (gás eletrônico) 
• Retículo de esferas rígidas (cátions) mantidos coesos por elétrons que podem 
se mover livremente – elétrons livres (“mar de elétrons”); 
• Elétrons mais externos se encontram muito longe do núcleo. 
• Os metais possuem baixa energia de ionização – tornam-se cátions facilmente. 
• A força de coesão seria resultante da atração entre os cátions no reticulado e 
a nuvem eletrônica. 
 
Explica de maneira adequada a condutividade elétrica dos metais, mas não 
explica de forma adequada os espectros de emissão eletrônica. 
 
Teoria das bandas de energia 
Estudo da ligação metálica sob a ótica da teoria dos orbitais moleculares (Oms). 
Mg [Ne)3s2 
 
 
 
 
Juntando átomo a átomo temos: 
 
• OMs = OAs. (Lembrando: a junção de dois OAs gera dois OMs) 
• Obedeçe ao princípio de exclusão de Pauli (dois elétrons por OM). 
• Os elétrons irão ocupar sempre o OM de menor energia disponível. 
 
 
 
 
 
Isolante 
 
Semicondutor 
 
Condutor 
 
 
Ao contrário das ligações covalentes e iônicas, a ligação metálica não tem 
representação eletrônica. Por isso, os metais são representados por seus 
símbolos, sem indicação do número de átomos envolvidos, já que esta 
quantidade é muito grande e indeterminada. Exemplos: Fe, Cu, Na, Ag, Au, Ca, 
Hg, Mg, Cs, Li. 
 
Propriedades dos metais: 
 Alta condutividade elétrica e térmica; 
 Alta maleabilidade e alta ductibilidade; 
 Altos pontos de fusão e ebulição; 
 Bilho metálico (com exceção do cobre e do ouro, que têm cor avermelhada e 
dourada, respectivamente). 
 
OBS.: 
 Os metais são encontrados na natureza no estado sólido, com exceção do 
mercúrio, que é encontrado no estado líquido; 
 Poucos são os metais encontrados puros na natureza, entre eles estão o 
ouro, a prata, a platina e o bismuto. Os demais são encontrados em forma de 
compostos, sendo os mais comuns os óxidos. O metal ferro, por exemplo, é 
retirado do minério de ferro hematita, que é uma combinação com oxigênio. 
 Atenção: os metais só conduzem eletricidade se estiverem no estado sólido 
ou líquido (metal fundido).