Trabalho de Química

Compostos Moleculares e Iônicos

Nome: ________________________________N°_____ C.A.

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Compostos Químicos

Um composto é uma substancia formada por dois ou mais elementos, ligados numa proporção fixa e definida. Por exemplo, a água é um composto formado por hidrogênio e oxigênio na proporção de dois para um.

Em geral, esta razão fixa deve-se a uma propriedade física (formada por moléculas com ligações químicas estáveis) e não a uma seleção humana arbitrária. Por este motivo o bronze ou o chocolate são misturas ou ligas metálicas e não compostos.

Os compostos são identificados através de representações gráficas denominadas fórmulas químicas. As formulas descrevem a proporção dos átomos de cada elemento na formação da molécula ou, do conjunto iônico, da substância. Por exemplo, a formula H2O (água) indica que a molécula desta substância é constituida de dois átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio, e a formula do sal de cozinha ( NaCl ) indica que na sua estrutura cristalina existe uma proporção fixa de um íon de sódio para cada um íon de cloro.

Os elementos de um composto não podem ser divididos ou separados por métodos de separação físicos ( decantação, filtração, destilação, etc ), somente mediante reações químicas.

Todos os compostos poderão ser quebrados em compostos menores ou em átomos individuais quando convenientemente aquecidos. Esta temperatura, diferente para cada composto, é denominada temperatura de decomposição.

Tipos de compostos, dependendo se apresentam ou não o carbono como elemento químico principal::

Compostos inorgânicos ou minerais Compostos orgânicos

Tipos de compostos, dependendo das ligações que os átomos efetuam:

Composto iônico

Estrutura cristalina do NaCl. Na+ em vermelho e Cl- em azul.

Composto iônico é um composto químico no qual existem íons ligados numa estrutura gradeada através de ligações iônicas. Para formar um composto iônico é necessário pelo menos um metal e um não metal. O elemento metálico geralmente é um íon de carga positiva (cátion), e o elemento não metálico um íon de carga negativa (ânion).

Os íons que entram na composição de um composto iônico podem ser simples átomos, como ocorre no sal de cozinha ( Na+ Cl- ) ou grupos mais complexos como ocorre no carbonato de cálcio ( Ca 2+ CO 3

2- ). Entretanto, só serão considerados como íons os átomos ou grupos que apresentarem carga positiva ou negativa devido a um desequilíbrio na quantidade de prótons e elétrons.

Portanto, numa ligação iônica, para que ocorra a atração eletrostática deve haver, ao menos, uma carga positiva e outra negativa. Esta atração entre os íons é uma atração

forte, o que determina as características físicas destes compostos. Estabelecida a ligação entre os íons, o composto resultante adquire a neutralidade. Como a atração entre os íons ocorre em todas as direções forma-se uma grade denominada retículo cristalino.

A fórmula química do composto iônico é representada apenas pela composição mínima. Por exemplo, a fórmula do cloreto de sódio (sal de cozinha), cujo retículo cristalino está representado na imagem acima, é representada simplesmente por NaCl, indicando que a proporção mínima entre os íons da estrutura é de um íon de sódio para um íon de cloro.

Propriedades dos compostos iônicos

Algumas das propriedades dos compostos iônicos são: Temperaturas de fusão e ebulição geralmente elevadas devido à forte

atração entre os íons. Como conseqüência, são sólidos duros, mas friáveis e formam

geralmente estruturas cristalinas à temperatura ambiente. São bons condutores de eletricidade quando dissolvidos ou fundidos, pois

assim os íons podem se mover. Os cristais secos não conduzem eletricidade, a menos que apresentem defeitos.

Podem ser solúveis em água (ou outros solventes) ou não.

Composto molecular

Compostos moleculares são aqueles compostos que apresentam ligações covalentes entre seus átomos (intramoleculares). Sua temperatura de ebulição é menor do que a do composto iônico, e não conduz corrente elétrica em nenhum estado físico.

Ligações IônicasLigações Iônicas são um tipo de ligação química baseada na atração

eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal, isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron de um metal. Simultaneamente, o átomo de um ametal (não-metal) possui uma grande tendência a ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica. Sendo assim, os dois íons formados, cátion e ânion, se atraem devido a forças eletrostáticas e formam a ligação iônica.

Se estes processos estão interligados, ou seja, o(s) elétron(s) perdido(s) pelo metal é(são) ganho(s) pelo ametal, então, seria "como se fosse" que, na ligação iônica, houvesse a formação de íons devido à "transferência" de elétrons do metal para o ametal. Esta analogia simplista é muito utilizada no Ensino Médio, que destaca que a ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons.

A regra do octeto pode ser utilizada para explicar de forma símples o que ocorre na ligação iônica. Exemplo: Antes da formação da ligação iônica entre um átomo de sódio e cloro, as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma: 11Na - K = 2; L = 8;M=117Cl - K = 2; L = 8; M = 7 O sódio possui 1 elétron na última camada (camada M). Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável" com 8 elétrons na 2ª camada (camada L). O cloro possui 7 elétrons na sua última camada (camada M). É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar

estável, sendo isto o que acontece. Sendo assim, é interessante ao sódio doar 1 elétron e ao cloro receber 1 elétron. No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo.

Seria como se fosse que os átomos se aproximam e ocorre a transferência de elétron do sódio para o cloro:

O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm). Não existem moléculas nos sólidos iônicos. Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas retículos cristalinos. No retículo cristalino cada cátion atrai simultaneamente vários ânions e vice-versa.

Características dos compostos iônicos

Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes; Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição; Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou

fundidos.

OBS.: O hidrogênio faz ligação iônica com metais também. Embora possua um elétron, não é metal, logo, não tende a perder esse elétron. Na verdade, o hidrogênio tende a receber um elétron ficando com configuração eletrônica igual à do gás hélio.Com a nova configuração eletrônica, o gás hélio se torna um iôn. Sendo que o iôn ficara negativo.

Ligações Covalentes ou Moleculares

Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como o exemplo abaixo, do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o H irá compartilhar seu elétron com o O. Sendo assim o O ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um H e esse H compartilha seu elétron com o O, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H2O.

OBS.: Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia. Essa substâncias são chamadas de variedades alotrópicas. As variedades podem diferir entre si pelo número de átomos no retículo cristalino. Ex.: Carbono, Oxigênio, Enxofre, Fósforo.

Características dos compostos moleculares

Podem ser encontrados nos três estados físicos; Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os

compostos iônicos; Quando puros, não conduzem eletricidade; Quando no estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos

cristalinos (R. C. Moleculares, R. C. Covalente).

TIPOS DELIGAÇÕES QUÍMICAS

Fonte: Professor Gladsney Santos Pena                  

LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE

Metal + Ametal

Metal + Hidrogênio

LIGAÇÃO COVALENTE ou MOLECULAR

Ametal + Ametal

Metal + Hidrogênio

LIGAÇÃO METÁLICA

Metal + Metal 

EXEMPLOS DOSTIPOS LIGAÇÕES QUÍMICAS 

Ligação iônica

Na+ Cl- Ocorre entre um metal e um ametal

O átomo de sódio (Na) se liga ao do cloro (Cl)

O sódio é um metal / O cloro é um ametal

Ligação covalente

CL2 Ocorre entre dois ametais

O átomo de cloro (Cl) se liga a outro átomo de cloro (Cl)

O cloro é um ametal. A molécula de Cloro é Cl2

Ligação metálica

Nan Ocorre entre dois metais

Átomos de sódio (Na) ligados entre si

O sódio é um metal

CÁTIONS E ÂNIOS 

Átomo — perde elétrons — íons com carga positiva — CÁTION

Átomo — ganha elétrons — íons com carga negativa — ÂNION    

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICADA CAMADA DE VALÊNCIA

 

Legenda: F = Família / DV = Distribuição eletrônica da camada de valência / CG = Comportamento Geral / V = Valência / E = Eletrovalência

         

LIGAÇÕES IÔNICAS OU ELETROVALENTES 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: 

o um dos átomos da ligação tende a perder elétronsii. 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 ENTREO SÓDIO E O CLORO = CLORETO DE SÓDIO

(Na + Cl-)

                           O Sódio

                            11 Na

  1s2                   2s2 2p6                       3s1 

K=2                    L=8                             M=1 

O sódio apresenta 1 elétron na última camada.

F  DV CG V EIA 1 Perder 1e- 1 +1IIA  2 Perder 2e- 2 +2IIIA 3 Perder 3e- 3 +3

IVA 4 Perder 4e-

Receber 4e- Compartilhar4e-

444

+4-4—

VA  5Receber  3e-

Compartilhar  3e-33

-3—

VIA  6Receber  2e-

Compartilhar  2e-22

-2—

VIIA  7Receber  1e-

Compartilhar  1e-11

-1—

H  1Receber  1e-

Compartilhar 1e-11

-1—

se ele perder este elétron passará a ter como última, a segunda camada contendo 8 elétrons.

                              O Cloro

                         17 Cl  

1s2                   2s2 2p6             3s2  3p5

K=2                   L=8                     M=7 

O cloro apresenta 7 elétrons na última camada. Se ele ganhar um elétron passará a ter uma composição eletrônica

semelhante à de um gás nobre.

Sendo assim:

Na transfere (doa) o seu elétron de valência para Cl.

Ao perder 1 elétron, o Na0 transforma-se no íon Na+, com 8 elétrons na camada de valência (CÁTION)

Ao ganhar 1 elétron, o Cl0 transforma-se no íon Cl-, com 8 elétrons na camada de valência (ÂNION)

Conclui-se, com isso, que:

a configuração eletrônica dos íons é a mesma de um gás nobre, pois apresentam grande estabilidade.

a atração de natureza elétrica os mantém unidos

METAIS — 1, 2, 3 elétrons na camada de valência

                         PERDEM os elétrons da camada de valência 

AMETAIS — 5, 6, 7 elétrons na camada de valência

                        GANHAM até completarem 8 elétrons na camada de valência 

OUTRO EXEMPLOLIGAÇÃO IÔNICA ENTRE O SÓDIO E O OXIGÊNIO (Na2O)

                                O Sódio

                          11 Na

1s2                  2s2 2p6                       3s1

K=2                  L=8                               M=1

a) 1 elétron na última camada = METAL b) Na0 — perde 1 elétron = Na+

                        Oxigênio

                         8 O

1s2                   2s2 2p4

K=2                  L= 6

  a) 6 elétrons na última camada = AMETAL

b) O0 — ganha 2 elétrons = O2-

Importante

Em uma ligação eletrônica, o número de elétrons perdidos por um átomo é igual ao número de elétrons recebidos pelo outro átomo.

Observe

Para completar octeto do oxigênio, são necessários 2 elétrons.

Mas um átomo de o sódio só pode doar um elétron.

Então, para essa ligação eletrônica, é necessário:

1 átomo de oxigênio + 2 átomos de sódio = Na2O

OUTRO EXEMPLOLIGAÇÃO IÔNICA ENTREO ALUMÍNIO E O OXIGÊNIO Al2O3

                          O Sódio

                         13 Al

1s2                   2s22p6                        3s23p1 

K=2                  L=8                               M=3

3 elétrons na última camada = METAL Al0 — perde 3 elétron = Al+3

                        Oxigênio

                         8 O

1s2                   2s2 2p4

K=2                  L= 6

6 elétrons na última camada = AMETAL O0 — ganha 2 elétrons = O2-

  Essa ligação iônica estabelece as seguintes fórmulas:

FÓRMULA PRÁTICA

 

Al +3 O2- = Al2 O3

 

Observe que a indicação da quantidade de elétrons que o alumínio doou, antes situava em posição elevada ao seu símbolo; da mesma forma ocorria com a indicação da quantidade de elétrons que o oxigênio recebeu. Na fórmula, ocorre uma inversão. O número que indicava quantidade de elétrons que o alumínio doou, transfere-se para o lado inferior do símbolo do oxigênio, dispensando os sinais negativo ou positivo. O mesmo ocorre com o oxigênio.Essa representação demonstra que: 

CADA ÁTOMO DE ALUMÍNIO PERDE 3 ELÉTRONS2 ÁTOMOS PERDEM 6 ELÉTRONSCADA

ÁTOMO DE OXIGÊNIO GANHA 2 ELÉTRONS3 ÁTOMOS GANHAM 6 ELÉTRONS  

HÁ UM EQUILÍBRIO DE CARGAS

O número de elétrons que os dois átomos de alumínio perdem é igual ao número de elétrons que os 3 átomos de oxigênio ganham.

A FÓRMULA DE LEWIS (no desenho acima) ilustra bem essa situação.