Tópico 5 ligacoes quimicas parte 1

Tópico 5- Ligações Químicas

INFORMAÇÃO SOBRE O PRÓXIMO ASSUNTO

Nesse próximo assunto, você vai examinar as relações entre estrutura eletrônica, forças de ligações químicas e tipos de ligações químicas. Veremos também como as propriedades das substâncias iônicas e covalentes são originadas a partir das distribuições de carga eletrônica nos átomos, íons e moléculas. Este assunto vai ser dividido em duas partes.

Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral

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Ligações

Químicas

Metas da aula

Diferenciar os diferentes tipos de ligações químicas e quais as ligações estão presentes nas substâncias químicas.

Representar as ligações presentes nessas substâncias por símbolos.

Conhecer os fatores que influência as forças das ligações químicas.

.

Objetivos

Esperamos que, ao final desta aula, você

seja capaz de:

• Identificar quais os tipos de ligações presentes

nas substâncias químicas.

• Utilizar as estruturas eletrônicas dos átomos

envolvidos e a regra do octeto para representar

as ligações das substâncias pelos símbolos de Lewis.

as substâncias como covalente polar e apolar,

de acordo com a diferença de eletronegatividade dos átomos.

• Calcular a carga formal dos átomos nas ligações covalentes,

e usar para escolher a estrutura mais plausível.

• Conhecer os fatores que influência as forças das ligações

Iônicas e covalentes.

Aula 5 - Ligações químicas


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5.1 Conceitos • Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. • Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-

metal. • Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos.

Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Os exemplos mais familiares de ligações covalentes são vistos nas interações entre elementos não-metálicos. Exemplo: Br2; C12H22O11.

• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. São encontradas em metais como o cobre, ferro, alumínio. Nesses metais cada átomo está ligado a vários átomos vizinhos. Os elétrons ligantes estão relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal. As ligações metálicas dão origem a tais propriedades metálicas como altas condutividades elétricas e brilho. Exemplo: Au; Cu

5.2 Símbolos de Lewis O químico americano G. N. Lewis sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons de valência dos átomos. O símbolo do elemento representa o núcleo e os elétrons das camadas internas. Os elétrons da camada de valência são representados por pontos, que são colocados em torno do símbolo.

• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.

• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados.

• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis. • Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do

símbolo do elemento.

5.3 A regra do octeto


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• 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 átomos frequentemente ganham, perdem ou compartilham seus elétrons para atingir o número de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica.

• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).

• Um octeto de elétrons que cerca um átomo é considerado uma configuração estável.

• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. • Os gases nobres têm distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciados

por suas altas energias de ionização, baixas afinidades por elétrons e deficiência geral de reatividade.

• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

5.4 Ligação Iônica Resulta da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro. O termo ligação iônica refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais opostos. Ocorre quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de valência de um átomo para a camada de valência para outro átomo. O átomo que perde um ou mais elétrons torna-se um íon positivo (cátion), enquanto que o átomo que ganha elétrons torna-se negativamente carregado, um ânion. As substâncias iônicas geralmente são resultantes da interação de metais do lado esquerdo da tabela periódica, com não-metais do lado direito (excluindo-se os gases nobres, do grupo 8A). Exemplo: NaCl; NiO. Quando o sódio metálico, Na(s), é colocado em contato com o gás cloro, Cl2(g), ocorre uma reação fortemente exotérmica, liberando tanto calor quanto luz.

Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = - 410,9 kJ

O cloreto de sódio é composto de íons Na+ e Cl-, arranjados em uma rede tridimensional regular. A formação do Na+ a partir do Na e de Cl- a partir de Cl2 indica que o átomo de sódio perdeu um elétron e um átomo de cloro ganhou um. A transferência de elétrons para formar íons de cargas opostas ocorre quando átomos envolvidos diferem enormemente em suas atrações por elétrons. O NaCl é um composto comum porque consiste em um metal de baixa energia de ionização e um não-metal com alta afinidade por elétrons.

5.5 Energias envolvidas na formação da ligação iônica

A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com que eles formem um arranjo ou rede. Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização que se obtém quando os íons de cargas opostas são agrupados em um composto iônico é dada pela energia de rede. Energia de rede é a energia requerida para separar completamente um mol de um composto iônico em íons gasosos.


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NaCl(s) → Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hrede = + 788 kJ /mol (endotérmico)

O processo oposto, portanto, a aproximação do Na+ (g) + Cl- (g) para formar NaCl(s) é altamente exotérmico (∆H = - 788 kJ /mol). O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons, de seus tamanhos e de seus arranjos no sólido. O estudo da Termoquímica nos mostra que a energia de interação entre duas partículas carregadas é dada por:

Onde: Q1 e Q2 são as cargas nas partículas; d é a distancia entre seus centros e k é uma constante, 8,99 × 109 Jm/C2

. A equação anterior indica que as interações de atração entre dois íons com cargas de sinais contrários aumentam à medida que os módulos de suas cargas também aumentam e que a distância de seus centros diminui, isto é, que seus raios diminuem, lembrando que os tamanhos dos íons aumentam à medida que descemos um grupo na tabela periódica.

Energias de rede de alguns compostos iônicos

Composto

Energia de rede (kJ/mol)

Composto

Energia de rede (kJ/mol)

LiF 1030 KBr 671 LiCl 834 CsCl 657 LiI 730 CsI 600 NaF 910 MgCl2 2326 NaCl 788 SrCl2 2127 NaBr 732 MgO 3795 NaI 682 CaO 3414 KF 808 SrO 3217 KCl 701 ScN 7547

5.6 Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos O estudo das energias envolvidas na formação da ligação iônica ajuda a explicar a tendência que muitos íons possuem da adquirir configurações eletrônicas de gás nobre. Por exemplo, o sódio perde rapidamente um elétron para formar Na+, que tem a mesma configuração eletrônica do Ne: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6 = [Ne] Mesmo que a energia de rede aumente com o aumento da carga iônica, nunca encontraremos compostos iônicos que contenham íons Na2+. O segundo elétron a ser removido teria de vir de um nível mais interno do átomo de sódio, que requer uma quantidade muito grande de energia. O aumento da energia de rede não é suficiente para compensar a energia necessária à remoção de um elétron de um nível mais interno.

dQQEl 21κ=


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Assim, o sódio e os outros elementos metálicos do grupo 1A são encontrados em substâncias iônicas com apenas íons 1+. Do mesmo modo, a adição de elétrons aos não-metais é exotérmica ou apenas ligeiramente endotérmica desde que os elétrons sejam adicionados ao nível de valência. Portanto, um átomo de cloro recebe facilmente um elétron para formar Cl-, que tem a mesma configuração eletrônica do Ar: Cl 1s2 2s2 2p6 3s23p5 = [Ne] 3s23p5 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s23p6 = [Ne] 3s23p6 = [Ar] Um segundo elétron teria que ser adicionado ao próximo maior nível do átomo de cloro, que seria energicamente muito desfavorável. Conseqüentemente, nunca observaremos Cl2- em compostos iônicos. As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável:

• Mg: [Ne]3s2 • Mg+: [Ne]3s1 não estável • Mg2+: [Ne] estável • Cl: [Ne]3s23p5 • Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável

5.7 Íons de metais de transição Como as energias de ionização aumentam de forma rápida para cada elétron removido sucessivamente, as energias de rede dos compostos iônicos são em geral grandes o suficiente para compensar apenas a perda de três elétrons dos átomos. Naturalmente, encontramos cátions com cargas 1+, 2+ ou 3+ em compostos iônicos. Entretanto, muitos metais de transição têm mais de três elétrons além do cerne do gás nobre. Para formação do cátion precisamos lembrar que quando os elétrons são removidos de um átomo para formar um cátion, eles sempre são removidos primeiro do orbital com maior número quântico principal disponível, n. Portanto, para formar íons, os metais de transição perdem primeiro os elétrons s do nível de valência, em seguida, tantos elétrons d quantos necessários para atingir a carga do íon. Consideremos o ferro com configuração eletrônica [Ar] 3d64s2 ao formar o cátion Fe2+, os dois elétrons 4s são perdidos, levando a uma configuração eletrônica [Ar] 3d6. A remoção de um elétron adicional fornece o íon Fé 3+, cuja configuração eletrônica é [Ar] 3d5 Como nesse exemplo, os metais de transição quase sempre não formam íons com configurações de gases nobres. Portanto:

• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. • Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente

de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d).

5.8 Íons poliatômicos

• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, SO4

2-, NO3-.

5.9 Ligação Covalente


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São ligações que ocorrem pelo compartilhamento de par ou pares de elétrons. Normalmente ocorre entre não-metais, entre semi-metais (metalóides) ou entre ambos. Numa situação rara, o Berílio (Be), apesar de ser um metal, também participa das ligações covalentes. O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação covalente simples. Em muitas moléculas, os átomos atingem os octetos pelo compartilhamento de mais de um par de elétrons entre eles. Quando dois pares de elétrons são compartilhados, dois traços são desenhados na fórmula estrutural plana, representando uma ligação covalente dupla. Uma ligação covalente tripla corresponde ao compartilhamento de três pares de elétrons, como na molécula de N2. Ocorre quando um átomo está estável e possui um ou mais pares de elétrons não ligantes e outro átomo que está com deficiência de elétron. O átomo que possui o par de elétrons livres compartilha este par de elétrons com o outro átomo.

Logo: • Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um

elétron para formar um octeto. • Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que

cada um atinja o octeto. • Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. • Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois

núcleos de H.

5.10 Estruturas de Lewis

• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:

• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por

uma única linha:

5.11 Ligações múltiplas

• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):

• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); • Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);


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• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). • Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de

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

compartilhamento igual daqueles elétrons. • Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados

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

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