Aula 4Aula 4Formação de cátions e ânionsFormação de cátions e ânionsFormação de cátions e ânions Formação de cátions e ânions

Ligações químicasLigações químicas

Ións e compostos iônicosIóns e compostos iônicos

• Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem em cátions; íons não metálicos tendem a ganhar transformarem em cátions; íons não-metálicos tendem a ganhar elétrons para formarem ânions.

Previsão das cargas iônicas• O número de elétrons que um átomo perde está relacionado com a

sua posição na tabela periódica.

Ións e compostos iônicosIóns e compostos iônicos

P i ã d iô iPrevisão das cargas iônicas

-

- -

- -

Cátions com alência ariá elCátions com alência ariá elCátions com valência variávelCátions com valência variável

Ligações químicasLigações químicasg ç qg ç q

• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um

l ã lmetal para um não-metal.• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons

entre dois átomos Normalmente encontrada entre elementosentre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.

• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.unidos.

Ligação iônicaLigação iônica

Considere a reação entre o sódio e o cloro:Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = -410,9 kJ

Ligação iônicaLigação iônica

• A reação é violentamente exotérmica.• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o

constituem. Por quê?• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro

ganhou o elétron para se transformar em Cl−. Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl− tem a configuração do Arconfiguração eletrônica do Ne e o Cl tem a configuração do Ar.

• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm umocteto de elétrons circundando o íon centralocteto de elétrons circundando o íon central.

Ligação iônicaLigação iônica

• Por que formam-se os sais?• O ciclo de Born-Haber – contabilização das energias envolvidas na

formação de sais.

(1)Vaporização do Li 155 kJ

(2)Energia de Ligação do F2 77,5 kJ

(3)Potencial de Ionização do Li 520 kJ

(4)Afinidade Eletrônica do F ‐328 kJ

(5)Energia de Rede Cristalina do LIF ‐1030 kJ

Total ‐605 5 kJTotal ‐605,5 kJ 

Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas

Ligação iônicaLigação iônica

Ligação covalenteLigação covalente

• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder h lét f t tou ganhar um elétron para formar um octeto.

• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octetoelétrons para que cada um atinja o octeto.

• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.• Por exemplo: H + H → H tem elétrons em uma linha conectando• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando

os dois núcleos de H.

Ligação covalenteLigação covalente

Formação do HFormação do H22çç 22

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividade

• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente

não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão g g ç q

localizados mais próximos a um átomo do que a outro.• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações

polarespolares.

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade

El t ti id d

eletronegatividadeeletronegatividade

Eletronegatividade• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons

i t lé lpara si em certa molécula .• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7

(Cs) a 4 0 (F)(Cs) a 4,0 (F).• A eletronegatividade aumenta:

• ao logo de um período e• ao logo de um período e• ao descermos em um grupo.

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividadeeletronegatividade

EletronegatividadeEletronegatividade

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade

El t ti id d

eletronegatividadeeletronegatividade

Eletronegatividade e polaridade de ligação

• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam emas diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em

ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétronsigual ou quase igual);

dif d l t ti id d ó i 2 lt• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam emligações covalentes polares (compartilhamento de elétronsdesigual);g )

• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam emligações iônicas (transferência de elétrons).

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade

El t ti id d

eletronegatividadeeletronegatividade

Eletronegatividade e polaridade de ligação

• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é

representada por δ+ e o polo negativo por δ-.

Polaridade da ligação e Polaridade da ligação e eletronegatividadeeletronegatividade

M t d di l

eletronegatividadeeletronegatividade

Momentos de dipolo• Considere HF:

• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da moléculaUma vez que há duas extremidades diferentes da molécula,

chamamos o HF de um dipolo.• O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo:

d é l d i i i d li ã

r×= δμ

δonde é o valor das cargas parciais e r o comprimento da ligação.• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).• 1D = 3 34x10-30 C m

δ

• 1D = 3,34x10 30 C.m

Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis

Estruturas de ressonância• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação

dupla e uma simples A estrutura de ressonância tem duas ligaçõesdupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligaçõesidênticas de caráter intermediário.

O OO

OO

OO

O

• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO4

2-, NO2 e benzeno.

Desenhando as estruturas Desenhando as estruturas de Lewisde Lewisde Lewisde Lewis

Ressonância no benzeno• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel

hexagonal Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos dehexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos deC e um átomo de hidrogênio.

• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de CC.

• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações p q g çC-C têm o mesmo comprimento.

• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.

A ordem de ligaçãoA ordem de ligaçãoA ordem de ligaçãoA ordem de ligação

Espectrofotometria de Espectrofotometria de ppInfravermelhoInfravermelho

Espectrofotometria de Espectrofotometria de ppInfravermelhoInfravermelho

Espectrofotometria de Espectrofotometria de InfravermelhoInfravermelhoInfravermelhoInfravermelho