UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ

QUÍMICA GERAL TEÓRICA

PROFESSORA ANA JÚLIA

Introdução

Quando analisamos as substancias percebemos que é raro encontrarmos os átomos isolados. Na maioria das vezes estão unidos ou agregados de alguma maneira. Para explicar isso foram criados os modelos de ligações.

Existem três modelos de ligações:

Iônica, consiste na interação entre íons positivos e negativos.

Covalente, consiste no compartilhamento de elétrons entre os átomos.

Metálica, consiste na ligação entre átomos metálicos.

Para Lewis e kossel, as ligações entre os elementos seriam justificadas pelo fato de os átomos adquirirem a configuração do gás nobre mais próximo da tabela. Com perda ou ganho de elétrons, ou com o compartilhamento dos mesmos. Para haver ligação química é necessário que no mínimo dois átomos se aproximem e haja algum tipo de alteração em suas configurações eletrônicas.

Ligação Iônica

A ligação iônica consiste na interação entre íons positivos e negativos, em função das diferenças de eletronegatividades dos átomos envolvidos . Onde o átomo mais eletronegativo tem uma atração maior por elétrons, assim seu núcleo atrai o elétron do outro átomo para mais próximo de si, assim origina a diferença de cargas e os átomos permanecem ligados por atração eletrostática.

Temos que admitir que a ligação conduz o sistema a um estado de menor energia, equilibrando as forças de atração e repulsão . Assim esses íons se organizarão de modo a minimizar as forças repulsivas se agrupam em um arranjo tridimensional denominado reticulo cristalino iônico.Estrutura do cloreto de sódio, NaCl:

ENERGIA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER

Energia reticular, ΔEret, é a energia associada ao processo de formação de 1 mol de um composto iônico sólido a partir da combinação de seus íons em fase gasosa. Nesta definição, o valor de energia reticular é negativo A energia reticular pode ser ESTTIMADA através do Ciclo de Born-Haber.

As etapas indicadas no ciclo de Born-Haber para o NaCl são as seguintes:

1) Reação heterogênea de formação do sal a partir das substâncias simples:Na (s) + ½ Cl2 (g) ® NaCl (s) (ΔHo

f = -411,1 kJ/mol).

2) Vaporização (sublimação) do sódio metálico, que é sólido à temperatura ambiente.Na (s) ® Na (g) (ΔHo

sub = +107,8 kJ/mol).

3) Dissociação (quebra homogênea) da molécula diatômica de Cl2, gerando átomos de cloro:Cl-Cl (g) ® 2 Cl (g) (Edis = +121 kJ/mol). Então, 1/2 Edis = 119,9 kj/mol.

4) Ionização do sódio em fase gasosa:Na (g) ® Na+

 (g) + 1e (ΔHPI = +495,4 kJ/mol).

5) Formação de Cl- em fase gasosa. Afinidade eletrônica é a energia liberada pela adição de um elétron a um átomo no estado gasoso:Cl (g) + 1e ® Cl-

 (g) (ΔHAE = -348,8 kJ/mol).

6) Formação dos pares iônicos em fase gasosa [Na+Cl-], em virtude da atração eletrostática. O balanceamento entre a atração e a repulsão eletrostática provoca o estabelecimento de uma distância interiônica de equilíbrio, tornando o sistema mais estável que os íons isolados. Esses pares estão na forma gasosa, mas, sob a atração eletrostática que é exercida sobre todos os íons, o conjunto de pares vai aumentando. Dessa forma, começa a ocorrer a reunião e a superposição dos pares, até que seja formado um único grupo que constituirá um sólido cristalino macroscópico, tridimensional, de geometria definida e estável. A estabilidade é atingida devido ao abaixamento da energia do sistema ligado, provocado pela liberação de energia: a energia reticular (ΔEret). Assim, ΔEret pode ser considerada uma medida da energia (ou força) da ligação iônica. Logo, quanto menor o valor de ΔEret, maior é a energia liberada nesta etapa - mais estável é o retículo cristalino. No caso do NaCl, usando a Lei de Hess, temos ΔEret = -785,4 kj/mol. A formação de outros compostos iônicos ocorre de maneira análoga àquela proposta para o NaCl, respeitando, é claro, as peculiaridades de cada ciclo e a estequiometria dos sais.

As principais características dos compostos iônicos são :

a) São sólidos em ambientes com temperatura de 25 ºC e pressão de 1 atm.b) Os compostos iônicos representam altas temperaturas de fusão e ebulição. c) São duros e quebradiços e logo que submetidos a impacto, quebram com facilidade, criando faces planas.d) Quando dissolvidos em água, ou puros no estado líquido, transportam corrente elétrica devido à existência de íons que movimentam livremente e podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico.e) Seu solvente é a água. 

Ligação covalente

Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.

TEORIA DO OCTETO

Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados.Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.

Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K).Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.

A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa.

Enunciando a teoria do octeto : os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.

EXEMPLOS

No caso da molécula de hidrogénio (H2) cada átomo contribui com um elétron para a ligação. Consequentemente, cada átomo de hidrogénio atrai simultaneamente dois elétron(um dele próprio e o segundo do outro átomo) ficando assim cada um com a configuração eletrônica do gás inerte mais próximo, neste caso, o hélio.

No caso da molécula de oxigénio (O2), cada átomo possui seis elétrons de valência e vai compartilhar dois elétrons com o outro átomo de oxigénio. Deste modo, a ligação química na molécula de oxigénio ocorre quando se dá a partilha de dois pares de elétrons. Cada átomo ficará com oito elétrons no último nível de energia (seis do próprio átomo e dois compartilhados pelos dois átomos). Assim, os átomos de oxigénio tornam-se estáveis, pois adquiriram uma configuração eletrônica igual à do gás inerte mais próximo.

Quando são compartilhados apenas dois elétrons, isto é um par, a ligação covalente é designada por ligação covalente simples, Quando são compartilhados 4 elétrons a ligação é dupla, Quando são compartilhados 6 elétrons a ligação é tripla.

REPRESENTAÇÕES DAS LIGAÇÕES COVALENTES PROPOSTA DE LEWIS

Nessa representação  indicamos apenas os elétrons da camada de valência de cada átomo, e os elétrons compartilhados são representados entre os símbolos dos átomos ligantes. Os elétrons das camadas de valência também podem ser representados por barras.

Representação eletrônica de Lewis para a molécula de oxigênio:

GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS

A condição essencial para a determinação da geometria das moléculas consiste em admitir que todos os pares de elétrons de valência (compartilhados ou não compartilhados) devem permanecer o mais distante possível uns dos outros, para que a repulsão entre eles seja mínima. A distância máxima entre os elétrons ao redor do átomo central é sustentada pela teoria da repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência (VSEPR).

1) Geometria Linear: dois pares de elétrons ao redor do átomo central.

]

2) Geometria Plana trigonal: Três pares de elétrons ao redor do átomo central.

3) Geometria Tetraédrica: Quatro pares de elétrons ao redor do átomo centra

4) Bipirâmide trigonal: Cinco pares de elétrons ao redor do átomo central.

5) Arranjo Octaédrico: Seis pares de elétrons ao redor do átomo central.

FORÇAS INTERMOLECULARES

Vamos ao básico, nos restringindo apenas a moléculas diatômicas (formadas por apenas dois átomos): quando pelo menos dois átomos se ligam, formando uma molécula, existe entre eles uma "disputa" pelos elétrons. Quando um deles é mais eletronegativo que o outro conseguirá mantê-lo mais próximo de si por mais tempo. Dessa forma, podemos dizer que o lado da molécula que possui o átomo mais eletronegativo fica mais

negativo, enquanto que o lado do átomo menos eletronegativo fica mais positivo. Temos então uma molécula polar.Quando os dois átomos de nossa molécula têm a mesma eletronegatividade, portanto são do mesmo elemento, nenhum deles é capaz de garantir a presença dos elétrons por mais tempo que o outro. Dessa forma, nenhum dos lados ficará mais positivo ou mais negativo. A molécula será apolar.A ligação que prende os átomos dentro de uma molécula é a ligação covalente. As forças de atração entre as moléculas são de natureza elétrica. Forças gravitacionais também existem, mas podemos desprezá-las por serem muito menores do que as forças elétricas. Vamos, agora, analisar as forças que existem entre as moléculas.

Essas forças podem ser divididas em dois tipos: forças de Van der Waals e Ponte de Hidrogênio.

Forças de Van der Waals

As forças de atração ou repulsão entre entidades moleculares (ou entre grupos dentro da mesma entidade molecular) diferentes daquelas que são devidas à formação de ligação ou a interação eletrostática de íons ou grupos iônicos uns com os outros ou com moléculas neutras. Vamos estudar dois tipos principais:

Força entre dipolos permanentes: Se a molécula da substância contém um dipolo permanente (devido à polaridade de uma ou mais de suas ligações covalente), então podemos facilmente ver como essas moléculas se atraem umas às outras: o lado positivo do dipolo de uma molécula atrai o lado negativo do dipolo da outra molécula. Esta força existe, portanto, entre moléculas polares (μtotal ≠ 0).

Exemplo:

Forças de London ou forças de dispersão: E quando as moléculas não contêm dipolos (são apolares), como é que elas podem se atrair? Pense numa molécula como uma entidade não estática, mas contendo elétrons em constante movimento; é razoável pensar que num determinado momento a distribuição nessa molécula pode não ser

perfeitamente simétrica, e apareçam então pequenos dipolos instantâneos neste momento. Esses dipolos desaparecerão em muito pouco tempo, podendo levar a uma molécula neutra ou a outros dipolos, inclusive contrários; mas no curto espaço de tempo em que eles existem, eles podem induzir a formação de dipolos contrários na molécula vizinha, levando as duas a se atraírem mutuamente.

Exemplo:

Ponte de Hidrogênio.

Ligações de Hidrogênio ou Pontes de Hidrogênio: O átomo de hidrogênio tem propriedades especiais por ser um átomo muito pequeno, sem elétrons no interior: por dentro da camada de valência há apenas o núcleo do átomo, o próton. Uma das propriedades que só o átomo de hidrogênio apresenta é a capacidade de exercer uma força de atração intermolecular chamada ligação de hidrogênio, ou ponte de hidrogênio. A ligação de hidrogênio só pode ocorrer quando o hidrogênio estiver ligado a um átomo pequeno e muito eletronegativo: apenas F, O, N satisfaz as condições necessárias. Quando o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo, a densidade eletrônica em torno do próton fica bem baixa; esta parte da molécula é então fortemente atraída pelos pares de elétrons do F, O, N de outra molécula, estabelecendo a ligação de hidrogênio. Exemplo:

Ligação Metálica

Os metais geralmente possuem poucos elétrons na camada de valência, estes elétrons encontram sempre à sua volta orbitais de valência vazios. Isso significa que eles acabam tendo liberdade de movimento. É importante ressaltar que a ligação metálica é maior quanto maior for a carga formada pelo cátion do metal.Os metais possuem muitas propriedades características deles, que faz com que ele tenha uma grande funcionalidade no nosso dia-a-dia. Essas propriedades vêm do tipo da estrutura e do tipo de ligação dos metais.

Veremos agora algumas propriedades dos metais:

Condutividade Térmica e Elétrica

Os metais possuem elétrons livres em suas ligações metálicas, o que permite um trânsito rápido de temperatura e calor. É por este motivo que os metais são bons condutores de calor e temperatura.Esta propriedade dos metais é muito útil em nossas vidas, como por exemplo, aquecer uma panela de ferro ou conduzir eletricidade até nossas casas.

Resistência

Os metais resistem bastante quando são tracionados com forças que tendem alongar ou torcer uma barra ou fio metálico. Estas propriedades vêm do fato, de que, a ligação metálica e muito forte, ou seja, mantém os átomos bem unidos.Esta propriedade é muito utilizada em construções civis, onde é colocado vergalhões de aço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente (concreto armado). Outra aplicação desta propriedade é vista nos cabos de elevadores.

Ponto de fusão e de ebulição altos

Os metais fundem e fervem em temperaturas geralmente bem elevadas, devido à ligação metálica ser muito forte, como mencionado na propriedade anterior, os átomos são intensamente unidos.Esta propriedade é muito importante, pois é graças a ela que podemos construir caldeiras, reatores, filamentos de lâmpadas, onde ocorrem aquecimentos intensos.

Referências:

Química geral: fundamentos/ Daltamir Justino Maia, J. C. de A. Bianchi. – São Paulo: Pearson Prentice Hall,2007

Feltre, Ricardo – 6.ed. – São Paulo: Moderna 2004 – v.1. Química Geral.

http://www.profpc.com.br/Liga%C3%A7%C3%B5es%20Qu%C3%ADmicas/Aula1.hm

http://www.infoescola.com/quimica/forcas-intermoleculares-van-der-waals-e-ponte-de-hidrogenio/