LIGAÇÕES QUÍMICAS

Estabelecimento de ligação química

O composto formado tem menor energia do que os átomos isolados.

Transferência completa dos elétrons de um átomo para outro – ligação iônica.

Compartilhamento de elétrons – ligação covalente.

Ligação metálica – cátions mantidos unidos por um mar de elétrons.

Abaixamento de energia – mudança de posição dos elétrons de valência.

Ligação iônica

Interação entre os íons ocorre no cristal como um todo.

Abaixamento de energia leva em conta, também, o cristal como um todo.

Modelo iônico apropriado para compostos binários entre elementos não metálicos e elementos metálicos.

Sólido iônico

Conjunto de cátions e ânions

empacotados em um arranjo regular

(sólidos cristalinos).

Energia de redes cristalinas

É a diferença entre as energias dos íons empacotados de um sólido e os íons muito afastados de um gás.

Valor sempre positivo.

Energia de rede cristalina muito elevada: íons interagem fortemente para formar um sólido fortemente ligado.

Energia de redes cristalinas

Íons com carga alta e raios pequenos: forte interação. Ex: óxido de magnésio, MgO.

Relação propriedade – característica: forte interação resistência a altas temperaturas material usado no revestimento de fornos (material refratário).

Exemplo

Os sólidos iônicos NaCl e KCl têm o mesmo tipo de estrutura cristalina. Em qual dos dois sólidos os íons estão presos mais fortemente uns aos outros por interações de Coulomb?

Resposta

O sólido NaCl apresenta os íons mais fortemente unidos porque o íon Na+ tem raio menor que o íon K+.

Exercícios de aula

Os sólidos iônicos CaO e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações são mais fortes?

Os sólidos iônicos KBr e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações entre os íons são mais fortes?

Respostas

CaO, devido às maiores cargas.

KCl, já que os íons cloreto são menores que os íons brometo.

Propriedades dos sólidos iônicos

Altos pontos de fusão e de ebulição: altas temperaturas são necessárias para que os íons se separem e formem líquidos.

Fragilidade: por impacto físico, os íons de mesma carga entram em contato e se repelem.

Fragmentação dos sólidos iônicos

Cristais aglutinados de calcita

Superfícies chatas e regulares formadas por planos de íons

Rigidez dos ossos devida ao fosfato de cálcio

Teoria do Octeto

Lewis: os átomos perdem ou ganham elétrons (ligação iônica) ou compartilham elétrons até atingir configuração de gás nobre – dublete (He) ou octeto (outros gases nobres) – princípio conhecido como “Teoria do Octeto”.

Diagrama de Pauling

Distribuição Eletrônica

Exemplos:1)

2)

3)

4)

5)

6)

7)

8)

Na2311

Sr8838 Np237

93

Zn6530

Ce14058

I12753

Nb9341

Kr8436

Np23793

Configuração eletrônica de íons

Átomo de metal do bloco s: perde elétrons até atingir a estrutura eletrônica de gás nobre de seu caroço: ns2 np6 : octeto de elétrons.

Ex: Na: [Ne] 3s1 Na+: [He] 2s2 2p6 = [Ne] e o sódio não pode perder mais elétrons porque as energias de ionização dos elétrons do caroço são altas demais para serem recuperadas pelas atrações entre os íons.

Configuração eletrônica de íons

Átomos dos metais à esquerda do bloco p perdem elétrons s e p: exposição de caroço de gás nobre rodeado por uma subcamada completa de elétrons d – que não são perdidos porque estão firmemente unidos ao núcleo.

Ex: Ga converte-se em Ga3+ com configuração eletrônica [Ar] 3d10.

Configuração eletrônica de cátions

Bloco d: as energias dos orbitais (n-1)d ficam abaixo dos orbitais ns. Assim, os elétrons de ns são perdidos em primeiro lugar.

Ex: Fe: [Ar] 3d6 4s2 converte-se em Fe3+ com configuração eletrônica [Ar] 3d5.

Configuração eletrônica de ânions

Os ânions ganharam elétrons suficientes para completar sua camada de valência.

Ex: a configuração eletrônica do ânion fosfeto (P3-) é:

P (grupo 15, período 3): [Ne] 3s2 3p3

P3-: [Ne] 3s2 3p6 = [Ar]

Exercício de aula

Prediga a configuração eletrônica e a fórmula do ânion iodeto.

Resposta

I: [Kr] 4d10 5s2 5p5

I-: [Kr] 4d10 5s2 5p6 = [Xe]

Exercício de aula

Determine a fórmula do composto formado pela ligação entre os íons dos seguintes elementos:

a) sódio e oxigêniob) magnésio e flúorc) alumínio e enxofred) cálcio e selênio

Ligações Covalentes

Lewis – par de elétrons é compartilhado por dois átomos de elementos não metálicos:

Valência

A valência de um átomo é, em geral, igual ao número de ligações que ele pode formar. Ex: H2O:

1) H completa o dublete pelo compartilhamento de 1 elétron – valência = 1.

2) O completa o octeto pelo compartilhamento de 2 elétrons – valência = 2.

Estruturas de Lewis

Não retrata a forma da molécula; apenas mostra as ligações entre os átomos e os elétrons (em ligações ou em pares isolados).

Exercícios de aula

Escreva a estrutura de Lewis do composto “inter-halogênio” monofluoreto de cloro, ClF, e determine quantos pares isolados cada átomo tem no composto.

Escreva a estrutura de Lewis do composto HBr e determine quantos pares isolados cada átomo tem no composto.

Espécies Poliatômicas

Ligações simples. Ex: H – H.

Ligações múltiplas: duplas e triplas.

Ordem de ligação: número de ligações que une um par específico de átomos.

Átomo terminal e átomo central. Ex: H2O: H é terminal e O é central.

O átomo central é, geralmente, o de mais baixa energia de ionização (energia necessária para remover 1 elétron de um átomo na fase gasosa.

Espécies Poliatômicas - dicas

Arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central.

O átomo central é, frequentemente, escrito primeiro.

Exemplo: sulfato de amônio, (NH4)2SO4:

Sulfato de amônio

Exercícios de aula

1) Escreva a estrutura de Lewis de NH3

2) Escreva a estrutura de Lewis do íons cianato, CNO-

Dados os grupos, na tabela periódica:H: 1; C: 14; N: 15; O: 16.

Exercícios extras de aula

1) Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de uréia, (NH2)2CO

2) Escrever a estrutura de Lewis para a hidrazina, H2NNH2