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Ligações Químicas - Ligação Iônica Professora Fernanda – Química e-mail: [email protected]

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1º ATIVIDADE DE QUÍMICA – 3ºBIMESTRE – 2º EM – TEX TO DE APOIO

A atividade inicia-se com a leitura do texto “Ligação Iônica”. Como auxilio podem assistir aos vídeos:

https://www.youtube.com/watch?v=4wkaMA41IoI https://www.youtube.com/watch?v=B2V6ltUb30c https://www.youtube.com/watch?v=zMRd8OW7034 https://www.youtube.com/watch?v=iDcpfNrVRp8 https://www.youtube.com/watch?v=rdvWlb76oQ4 https://www.youtube.com/watch?v=lVcSjDM7Zlw

LIGAÇÕES QUÍMICAS INTRODUÇÃO

Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Existe uma grande quantidade de substâncias na natureza e, isto se deve à capacidade de átomos iguais ou diferentes se combinarem entre si. Um grupo muito pequeno de átomos aparece na forma de átomos isolados, como os gases nobres. Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma ligação química.

Os químicos Walther Kossel (1888-1956) e G.N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares.

Somente no início do séc. XX surgiram os primeiros modelos consistentes de ligações químicas, quando o químico norte-americano Lewis e o químico alemão Kossel propuseram, respectivamente, as teorias da ligação covalente e da ligação iônica. Alguns pontos comuns podem ser destacados entre essas teorias: a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência. b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto.

Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural. Primeiro as forças são divididas em dois grupos em química: 1: das ligações fortes ou inter-atômica:

• Ligação iônica • Ligação metálica • Ligação covalente

2º Ensino Médio


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2: das ligações fracas, inter-molecular ou interação: • Segundo essas forças são definidas de acordo se são fortes ou fracas. Das fortes para as fracas, temos: • Ligação de hidrogênio: só acontece com hidrogênio ligando flúor, oxigênio e nitrogênio. • Ligação dipolo-dipolo permanente:

acontece a ligação quando a parte molecular positivo se liga à parte negativa já que são polares (não da mesma molécula) formando uma ligação permanente. • Ligação dipolo-dipolo induzindo ou forças de Van der Wals: acontece a ligação quando as moléculas são

apolares só que em pouco tempo se desfaz. POR QUE OS ÁTOMOS SE LIGAM:

Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade. Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons. Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.

ESTABILIDADE

Na natureza, os corpos tendem, espontaneamente, a situações de mínima energia. Isso ocorre porque quanto menos energia, maior estabilidade. Admitindo o mesmo comportamento para o mundo

de átomos, poder-se-ia afirmar que os átomos se unem porque isso lhes permite passar a uma situação de menor energia, o que, supostamente, lhes concede, também maior estabilidade.

Átomos isolados de quase todos os elementos químicos em condições normais são altamente energéticos e instáveis, para liberar essa energia, passa para um estado de energia mínima e conseqüentemente adquirir estabilidade, os átomos estabelecem ligações, formando o que denominamos substâncias.

Assim, os elementos que diferem dos gases nobres ou inertes, devem estabelecer ligações, recebendo ou compartilhando elétrons de modo a adquirir uma configuração eletrônica igual a de uma gás nobre (camada de Valência). TEORIA DO OCTETO

Proposta pelos cientistas Gilbert Lewis e Walter Kossel, em 1916, a Teoria do Octeto determina que os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência com oito elétrons. Sendo assim, o átomo é considerado estável quando apresentar 8 elétrons em sua última camada da eletrosfera. * configuração de um gás nobre: 8 elétrons na camada de valência. Essa teoria explica porque os elementos sempre formam ligações para atingirem a estabilidade. Para alcançar a 8 elétrons na camada de valência, é necessário que ocorra a reação desses elétrons com outros átomos. Porém a transferência de átomos nem sempre é possível; existem três mecanismos, no qual, o átomo pode obter estabilidade, dividindo-se em três ligações: ligação covalente, ligação iônica, ligação metálica.

Os átomos ligam-se a fim de adquirirem uma configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na última camada. Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por meio dos elétrons da última camada, podendo perder, ganhar ou compartilhar os elétrons até atingirem a configuração estável.


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Hoje, sabe-se quem não são todos os elementos que seguem a regra do octeto, portanto existem as anomalias a regra.

1. Quando um átomo tiver exatamente 8 elétrons nesta última camada eletrônica, há uma "estabilidade" e ele não liga-se a outros átomos. Não podemos formar compostos químicos com estes elementos (He = hélio, Ne = neônio, Ar = argônio, Kr = criptônio, Xe = xenônio e Rn = radônio).

2. Quando um átomo possui menos de 8 elétrons em sua última camada ele deverá "associar-se" a outros átomos para completar ou eliminar esta camada incompleta.

3. Com 1, 2 ou 3 elétrons ele procura eliminar estes elétrons. 4. Com 5, 6 ou 7 ele procura completar a última camada até 8.

Com 4 elétrons tanto faz: pode doar 4 ou ganhar outros 4, dependendo do elemento químico em questão. As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias: - Iônica - Covalente normal e dativa - Metálica

A diferença entre estrutura molecular, iônica ou metálica e estrutura química (esta última também chamada

de fórmula estrutural). Estrutura molecular, do retículo iônico, ou metálica pode ser entendida como sendo apenas o arranjo tridimensional dos átomos (ou íons) numa molécula (ou cristal iônico ou sólido metálico). Ou seja, as posições relativas de átomos e íons definem a estrutura de um composto molecular, sal iônico ou metal. O conceito de estrutura química, por sua vez, é um pouco mais elaborado. Estrutura química compreende o arranjo tridimensional dos átomos ou íons e suas conectividades, ou seja, suas ligações químicas. Em outras palavras: para que possamos estabelecer corretamente a estrutura química de um determinado composto, precisamos conhecer sua estrutura molecular, iônica ou metálica e também a maneira pela qual os átomos ou íons se mantêm ligados (conectados uns dos outros) na estrutura. No final das contas, como a reatividade de uma espécie química é revelada por sua estrutura química, conhecer a natureza dos tipos de ligação química é um pré-requisito para investigar os mais diversos fenômenos químicos.


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É importante, nesta apresentação, propor uma divisão ao estudo das ligações químicas. As ligações químicas podem ser classificadas de acordo com suas energias. As ligações químicas fortes são mais estáveis e compreendem as ligações iônica, covalente e metálica. As ligações químicas fracas (ou interações intermoleculares) podem ser mais facilmente rompidas.

ELETRONEGATIVIDADE: A "força" que o átomo tem para capturar elétrons

A eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, quando se encontra ligado a outro elemento químico diferente por meio de uma ligação covalente, isto é, em que há o compartilhamento dos elétrons, considerando essa molécula como estando isolada. Eletronegatividade na tabela periódica Pode-se dizer que a eletronegatividade é uma propriedade periódica que aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima na Tabela Periódica. A eletronegatividade e a energia de ionização seguem a mesma tendência da tabela periódica, por isso elementos que possuem baixa energia de ionização tendem a também ter baixa eletronegatividade. Os núcleos desses átomos não exercem uma forte atração nos elétrons. Da mesma forma, elementos que possuem altas energias de ionização tendem a ter altos valores de eletronegatividade, e o núcleo atômico exerce forte influência sobre os elétrons. O elemento mais eletronegativo é o Flúor (F) e os elementos menos eletronegativos (ou mais eletropositivos) são o Frâncio (Fr) e o Césio (Cs). Já os gases nobres, por não fazerem ligações químicas, têm a sua eletronegatividade nula ou pouco significativa.


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Diferença entre eletronegatividade e eletropositividade Na eletronegatividade, um átomo pode atrair um par compartilhado de elétrons em seu estado combinado. Já na eletropositividade, o átomo pode retirar um par compartilhado de elétrons em seu estado combinado, o elemento mais eletropositivo é o que perderá mais elétrons ao se juntarem. Nota-se, então, que ambos são termos contraditórios, ou seja, um átomo mais eletronegativo é, consequentemente, menos eletropositivo e vice-versa. Além disso esses valores dependem do átomo ao qual se liga durante a ligação covalente.


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MAPA CONCEITUAL DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS


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RESUMINDO

Energia e estabilidade

Por que os átomos ligam-se uns aos outros?

Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os átomos dos gases nobres são os únicos que não se ligam dentre si e, nem com átomos de outros elementos, pelo menos espontaneamente. Conclusão: Os átomos dos gases nobres são os de maior estabilidade. Os átomos dos gases nobres são os únicos que tem a camada de valência completa. Completando a camada de valência aumenta a estabilidade do átomo.

Teoria do modelo do octeto de Lewis

Os átomos ligam-se uns aos outros para completar sua camada de valência, isto é, completarem seus octetos. Ocorre por transferência de elétrons (ligação iônica) ou, por compartilhamento de elétrons (ligação covalente). O nome do octeto não é conveniente, por que, no caso da camada K ser a mais externa, ficará completa com 2 elétrons (configuração eletrônica do Hèlio) e, não com 8 elétrons.


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VALÊNCIA Valência é o capacidade de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por Berzelius, em 1820. Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico.

Valência de um átomo O número de elétrons que um átomo pode perder, ganhar ou compartilhar é chamado de valência. Ao perder ou ganhar elétrons numa ligação química, o átomo se transforma em um íon. Os íons positivos ou cátions – átomos que perdem elétrons – têm valência positiva. Os íons negativos ou

ânions – átomos que ganham elétrons – têm valência negativa. A valência que dá origem a íons chama-se eletrovalência. A ligação química proporcionada pela

eletrovalência chama-se ligação iônica ou eletrovalente. Os átomos que apenas compartilham elétrons não dão origem a íons. Cada par de elétrons compartilhado

representa uma valência. A valência dos átomos que compartilham elétrons recebe o nome de covalência. A ligação química

proporcionada pela covalência recebe o nome de ligação covalente ou molecular. Podem ser:

� Monovalentes: átomo tem condições de receber ou de ceder um elétron; � Bivalentes: ou de valência dois são os elementos cujo átomo tem condições de receber ou ceder dois elétrons; � Trivalentes: ou de valência três são os elementos cujo átomo tem condições de receber ou ceder três elétrons. � Tetravalentes: ou de valência quatro são os elementos cujo átomo tem condições de receber ou de ceder

quatro elétrons.

MOLÉCULA É a menor parte da substância e que ainda conserva a mesma composição dessa substância (é a reunião de

átomos). É um grupo discreto de átomos ligados em um arranjo específico. Na representação da molécula, escrevem-se todos os átomos que a formam e também a quantidade com que

eles participam dela. Exemplo: H2O1. Então, escreve-se os índices 2 e 1 representando o número de átomos que entram na molécula. O número de moléculas é representado pelo número que vem na frente da molécula. Exemplo: 3 H2O1.


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COMPOSTO É uma substância eletricamente neutra que consiste em dois ou mais elementos diferentes com seus átomos

presentes em uma proporção definida. A água, por exemplo é um composto de hidrogênio e oxigênio, com dois átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio.

Os compostos podem ser classificados em orgânicos e inorgânicos . Os compostos orgânicos contém o elemento carbono e usualmente o hidrogênio também. Os compostos inorgânicos são todos os outros compostos; incluem água, amônia, sílica e muitos outros.

Os elementos em um composto não são apenas misturados. Eles estão, de fato, unidos, ou ligados, um ao outro de maneira específica. O resultado é uma substância com propriedades físicas e químicas diferentes daquelas que os elementos formam.

Compostos são combinações de elementos. Os átomos de elementos diferentes em um composto então

presentes em uma razão constante e característica. Um composto é classificado como molecular se consiste de moléculas e como iônico se consiste de íons.

FÓRMULA QUÍMICA

Introdução As fórmulas químicas são formas abreviadas de representar a composição química das substâncias através de símbolos químicos.

É a representação gráfica da molécula. A formula química de um composto é a forma de expressar a sua composição em termos de símbolos químicos.

• Fórmula molecular: mostra quantos átomos de cada tipo de elemento estão presentes em uma única molécula do composto. é a representação mais simples e aponta apenas quantos átomos de cada elemento químico que constitui a molécula. Exemplos: H2O (água), CO2 (gás carbônico).

• Fórmula eletrônica (fórmula ou estrutura de Lewis): representam-se os elétrons de valência dos íons que formam o composto. essa fórmula indica os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número de átomos envolvidos. É conhecida também como fórmula de Lewis. Exemplo: H• •O• •H (água).

• Fórmula estrutural: evidencia a estrutura da ligação, ou seja, cada par de elétrons compartilhados é representado por um traço. indica as ligações entre os elementos, cada par de elétrons entre os átomos é representado por um traço. Conhecida também como fórmula estrutural de Couper. Exemplos:

H – O – H O = C = O água gás carbônico


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Conceito: É a ligação que se estabelece através de forças de natureza eletrostática entre íons, daí seu nome (iônica). Esta ligação ocorre devido à atração eletrostática entre íons de cargas opostas. Ocorrência: De um modo geral ocorre com transferência de elétrons:

Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade, isto é, um é metal e o outro ametal.

É a ligação que se estabelece entre íons, unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocorre com transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions (íons positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente, ou do metal para o hidrogênio. Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A e os átomos que recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A. LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE Metal + Ametal Metal + Hidrogênio CÁTIONS E ÂNIONS Átomo — perde elétrons — íons com carga positiva — CÁTION Átomo — ganha elétrons — íons com carga negativa — ÂNION

� Átomo com facilidade para liberar os elétrons da ultima camada: metal – íons positivos. � Átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua ultima camada: Não metal ou ametal -

• Ocorre entre íons positivos, cátions, e íons negativos, ânions. • Caracteriza-se pela força de atração eletrostática entre os íons. • Ocorre entre elementos que apresentam tendências opostas, isto é: um dos átomos da ligação tende a perder

elétrons e o outro átomo da ligação tende a ganhar elétrons • Pode ocorre entre um metal e um ametal, ou entre um metal e um hidrogênio.

LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE


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Família Elétrons ganhos ou perdidos

Eletrovalência

Metais 1 Perde 1 + 1 2 Perde 2 + 2

13 ou 3 A Perde 3 + 3

Não-Metais

14 ou 4 A Perde 4 + 4 14 ou 4 A Ganha 4 - 4 15 ou 5 A Ganha 3 - 3 16 ou 6 A Ganha 2 - 2 17 ou 7 A Ganha 1 - 1

O metal que perde todos os elétrons da camada de valência se transforma num cátion cuja carga elétrica será +1, +2 ou +3, conforme o número de elétrons perdidos. O não-metal ganha elétrons em quantidade suficiente para adquirir configuração eletrônica de gás nobre, transformando-se em ânion de carga elétrica –3, -2 ou –1, conforme o número de elétrons adquiridos.

FAMÍLIAS 1A 2A 3A 5A 6A 7A Nº de elétrons na camada de valência 1e- 2e- 3e- 5e- 6e- 7e-

Metais (perdem e-) Cátion (+1, +2, +3)

Não-metais (ganham e-) Ânion (-3, -2, -1)

METAIS 1A 2A 3A Li Be B Na Mg Al K Ca Ga Rb Sr In Cs Ba Tl Fr Ra

NÃO METAIS 4A 5A 6A 7A C N O F Si P S Cl Ge As Se Br

Sb Te I


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FÓRMULAS DE LEWIS E VALENCIA DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS


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Tabela resumo

Família Nº de elétrons na

camada de valência

O que precisa para ficar estável?

Forma cátion ou ânion

Carga do íon

1 1 Doar 1 elétron Cátion +1 2 2 Doar 2 elétrons Cátion +2 13 3 Doar 3 elétrons Cátion +3 15 5 Ganhar 3 elétrons Ânion -3 16 6 Ganhar 2elétrons Ânion -2 17 7 Ganhar 1elétron Ânion -1

Hidrogênio 1 Ganhar 1 elétron Ânion -1 Exemplos: Ligação química entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, formando cloreto de sódio. O exemplo mais tradicional da ligação iônica é a interação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 17) para a formação do cloreto de sódio (NaCl). O sódio tem configuração eletrônica:

1s² 2s² 2p6 3s1

A tendência normal dele é perder 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à do neônio e, se tornando um cátion monovalente. (1s² 2s² 2p6) 1+

O cloro tem configuração eletrônica:

1s² 2s² 2p6 3s² 3p5

A tendência normal dele é ganhar 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à do argônio e, se tornando um ânion monovalente. (1s² 2s² 2p6 3s² 3p6) 1–

Na 1+ Cl 1-

atração

E a formação do NaCl átomo neutro de sódio átomo neutro de cloro cátion do sódio ânion do cloro

Usando o esquema de LEWIS, teremos:

XX

X

X

X

X

XX

X

XX

X

X

X

X

X

XX

X

XX

X

Na X Cl XClNa+


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Notação ou Fórmula de Lewis Esta fórmula representa os elementos através dos elétrons do último nível (elétrons de valência), indicando-os por pontos ou cruzetas.

AlF 3


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Al 2O3

Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos A fórmula NaCl é usada para representar o cloreto de sódio e indica a proporção com que os íons participam do retículo cristalino (1:1), pois não existe a partícula individualizada NaCl, já que íons positivos tendem a atrair para o seu redor íons negativos, e vice-versa.

No sólido NaCl, cada Na+ tem seis íons Cl– ao seu redor, e vice-versa. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, formando o chamado retículo cristalino.


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Características e Propriedades dos Compostos Iônicos � Estado físico: em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. � Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição. � Condução de eletricidade: como sólidos, não conduzem eletricidade, pois os íons encontram-se presos ao

retículo cristalino. Quando fundidos (estado líquido) tornam-se bons condutores, já que os íons ficam livres para se moverem.

� Possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE); � São solúveis em solventes polares; � Conduzem a corrente elétrica quando fundidos (fase líquida) ou em solução aquosa, situações onde

existem íons livres na solução; � Formam cristais quebradiços; � Quando sólidos, os compostos iônicos apresentam baixa condutividade, porém quando a substância encontra-

se fundida ou dissolvida os seus íons são neutralizados. Estas transformações se devem à transferência de elétrons do cátodo para o ânodo, mas o mecanismo iônico envolvendo estes dois tipos de íons está em aparente contradição com o movimento direto de elétrons, responsável pela condutividade dos metais. Num cristal iônico, os íons encontram-se fixos ou localizados no retículo cristalino, portanto eles não podem migrar e conduzir a eletricidade, caso o cristal apresentar defeitos, como um vago no retículo, correspondente à falta de um íon, poderá ocorrer uma ligeira condução elétrica.

� Os compostos contendo ligação iônica são constituídos por íons positivos e negativos, dispostos de maneira regular formando um retículo. A atração eletrostática entre estes íons, estende-se de maneira igual em todas as direções e é necessária grande quantidade de energia para romper este retículo, fundindo o composto.

� Substancia dura é aquela que risca outros materiais e resiste ao risco desses materiais, um exemplo é o diamante, considerada a substância mais dura, pois risca todos os outros e no entanto não é riscado por nenhum deles.

� Os compostos iônicos são provenientes de uma ligação iônica entre um metal e um não-metal. Isto é, um átomo com “vontade de perder” se encontra com outro átomo com “vontade de receber” elétrons. Assim formam-se pólos positivos e negativos (carga dielétrica), por isso as cargas se atraem para formar um composto.

� Como (“semelhante dissolve semelhante”, os compostos polares ou solventes polares) também são constituídos de cargas positivas e negativas ocorrendo uma atração entre as cargas positivas e negativas, aumenta-se à solubilidade.

� Em solução aquosa, também são bons condutores, pois a água separa os íons do retículo cristalino.


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RESUMINDO:


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Escreva a fórmula do composto formado na combinação dos elementos de cada par:

a) Ca (Z= 20) e Cl (Z = 17) b) Ba (Z = 56) e F (Z = 9) c) K (Z = 19) e S (Z = 16) d) Mg (Z = 12) e Cl (Z = 17) e) Al (Z = 13) e O (Z = 8)

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