CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA PARA O VESTIBULAR DA UFRGS

CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA PARA O VESTIBULAR DA UFRGS
16/09/09 - Aula 5: Ligações químicas I: modelos de ligações interatômicas(iônica, covalente e metálica),
representação dos compostos através de fórmulas (eletrônica, molecular e estrutural), configuração
espacial de moléculas,teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência, polaridade das ligações e
moléculas.
Os átomos se combinam
Átomos isolados não são regra na natureza. Há uma tendência de se combinarem, o que inclui
átomos de outros elementos e, portanto, com estruturas atômicas diferentes.
O sal de cozinha, por exemplo, é um composto que apresenta
unidade química formada por dois diferentes átomos: átomo de cloro e
átomo de sódio. Interessante que se atribui somente a este último os
malefícios causados ao sistema circulatório, como a hipertensão.
A busca de explicações de como e porque se combinam não é nova. Muitos modelos foram
propostos. Bergman e Berthellot defendiam a existência de forças gravitacionais (provocadas pelas massas
das partículas envolvidas).
As forças gravitacionais são função
direta do produto das massas, conforme
concebeu Isaac Newton:
Torbern Bergman
1725-1784
Marcellin Berthellot
1827-1907
Pelo modelo de Bergman e de
Berthellot, os átomos maiores exerceriam
maior atração do que menores, efetuando
ligações estáveis.
Entretanto, comparando-se H2O e HgO, ambos óxidos, percebe-se que a molécula de água é mais
estável do que do óxido de mercúrio, apesar de o mercúrio ser 200 vezes mais “pesado” do que o
hidrogênio. Foi, portanto, natural a substituição do modelo defendido por Bergman e por Berthellot.
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Surgem novos modelos para as ligações químicas
Outros modelos forma desenvolvidos para explicar a combinação entre átomos. Embora
apresentem imperfeições, são úteis e merecem uma abordagem. Além disso, são cobrados nos vestibulares,
em especial da UFRGS.
Modelo de ligação iônica ou
eletrovalente
Modelo de ligação covalente ou
molecular
Modelo de ligação metálica
Surgimento de íons devido à da
transferência de elétrons.
Nesse caso de ligação há
compartilhamento de elétrons.
A principal característica é a
existência dos elétrons livres.
Modelos de ligações e propriedades dos compostos
As propriedades dos compostos , como reatividade química, dureza, ponto de fusão e de ebulição,
solubilidade, condutividade elétrica, entre outras, podem ser relacionadas ao tipo de ligação(interação)
química entre seus átomos. São, portanto, ligações interatômicas responsáveis por propriedades físicas e
químicas.
São exemplos:
1 – Compostos que apresentam ligações iônicas são sólidos mesmo em temperaturas relativamente
altas, pois as ligações interatômicas desse tipo são fortes.
2 – Plásticos, em geral, são isolantes elétricos por causa de suas ligações moleculares que não
disponibilizam cargas elétricas para que haja corrente elétrica.
3 – Metais apresentam brilho devido à reflexão da luz incidente nos chamados elétrons livres
presentes nas ligações metálicas.
Ligações iônicas: formação de íons
Michael Faraday (1711-1867), estudando soluções que conduzem eletricidade, chamou de íons as
partículas que se movimentavam em direção a um polo elétrico, positivo ou negativo. Hoje se sabe que íons
são átomos ou grupos de átomos que ganharam ou
perderam
elétrons.
Por
ficarem
eletricamente
carregados, unem-se fortemente (forças eletrostáticas*),
resultando substâncias iônicas.
3
Cátions e ânions e os arranjos cristalinos
Todas as substâncias iônicas são formadas por cátions e ânions, sendo que o total de cargas
positivas (cátions) é igual ao total de cargas negativas (ânions). Daí, as substâncias iônicas serem
eletricamente neutras. Isso explica, em parte, porque as substâncias iônicas, apesar de possuírem cargas
elétricas disponíveis, não conduzem corrente elétrica no estado sólido.
Disposição dos íons em um composto iônico (cloreto de sódio).
No caso do cloreto de sódio (nos outros compostos iônicos não é diferente), os constituintes são
-
ânions cloreto (Cℓ ) e cátion sódio (Na+), sendo o cátion menor do que o ânion. A organização cristalina dos
mesmos determina o cloreto de sódio (cloreto de sódio). São as forças eletrostáticas (de atração e de
repulsão) presentes em substâncias iônicas que fazem com que cátions e ânions sejam arranjados de forma
organizada (rede cristalina ou cristal). Com tal arranjo, não é permitida a condução de corrente elétrica,
mesmo que o circuito elétrico esteja fechado.
Entretanto, a experiência mostra que os compostos
iônicos conduzem corrente elétrica no estado líquido,
ou seja, em solução aquosa ou fundidos.
Qual a explicação?
Os cátions e ânions se movimentam
Quando uma substância iônica é adicionada à água, os íons são envolvidos pelas moléculas de água,
num processo denominado solvatação, que diminuem a atração entre as cargas. Com isso, há movimento dos
mesmos.
Modelo de solvatação dos íons sódio e cloreto.
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A solução (água + cloreto de sódio) é uma solução iônica e seus íons, sob ação do campo elétrico,
deslocam-se em direções contrárias; é a condução de corrente elétrica ou, mais rigorosamente, corrente
iônica. Saliente-se que os íons, quando da fusão de substâncias iônicas, também adquirem mobilidade. Por
conseguinte, podemos dizer que íons conduzem corrente elétrica, se no estado líquido.
Modelos de formação de íons
Há vários modelos que buscam explicar a formação de íons. Utilizaremos novamente o sal de
cozinha ou cloreto de sódio para estudar um modelo clássico de formação de íons.
Relembrando que ligações iônicas da atração “coulombiana” entre os íons. Como os átomos
originalmente são nêutrons, pois a quantidade de prótons é igual à quantidade de elétrons, as interações
eletrostáticas surgem com a transferência de um ou mais elétrons da espécie (metal) para a espécie
(ametal). Mais precisamente, com a aproximação dos átomos, o elétron do último nível do sódio é atraído
mais fortemente pelo núcleo do átomo de cloro, que tem maior tendência a atrair elétrons, pois é mais
eletronegativo do que o primeiro.
Outros exemplos a seguir, utilizando a representação de Lewis . . .
1 – Na2S, sulfeto de sódio
2 - Aℓ2S3, sulfeto de alumínio
5
Dando nome aos compostos iônicos
A nomenclatura de compostos iônicos segue uma regra muito simples:
_______________________________
Nome do ânion
de
_____________________________
Nome do cátion
Os nomes dos ânions e dos cátions são encontrados em tabelas como as que seguem, mas o
manuseio repetido desses íons facilita memorização dos mesmos, em especial os mais comuns.
Cátions
Alumínio
Amônio
Bismuto (V)
Cádmio
Cálcio
Cobaltoso ou cobalto (II)
Cobáltico ou cobalto (III)
Cuproso ou cobre (I)
Cúprico ou cobre (II)
Cromoso ou cromo (II)
Crômico ou cromo (III)
Escândio
Estanhoso ou estanho (II)
Estânico ou estanho (IV)
Estrôncio
Hidroxônio, hidronio
Aℓ3+
NH4+
Bi5+
Cd2+
Ca 2+
Co 2+
Co 3+
Cu +
Cu 2+
Cr 2+
Cr 3+
Sc 2+
Sn 2+
Sn 4+
Sr 2+
H+
Ferroso ou ferro (II)
Férrico ou ferro (III)
Lítio
Magnésio
Manganoso ou manganês (II)
Mangânico ou manganês (IV)
Mercuroso ou mercúrio (I)*
Mercurico ou mercúrio (II)
Níquel
Hidrônio, Hidroxônio
Prata
Plumboso ou chumbo (II)
Plúmbico ou chumbo (IV)
Potássio
Sódio
Zinco
Fe 2+
Fe 3+
Li +
Mg 2+
Mn 2+
Mn 4+
Hg2 2+
Hg 2+
Ni 2+
H3O +
Ag +
Pb 2+
Pb 4+
K+
Na +
Zn 2+
Ânions
Cloreto
Brometo
Iodeto
Fluoreto
Hipoclorito
Clorato
Clorato
Perclorato
Hipobromito
Bromito
Bromato
Hipoiodito
Cianato
Iodato
Periodato
Nitrito
Nitrato
Nitreto
Cianeto
Tiocianato
Hidróxido
CℓBrIFClOClO2ClO3ClO4BrOBrO2BrO3IOONCIO3IO4
NO2NO3N3CNSCNOH-
Permanganato
Bicarbonato
Etanoato (acetato)
Fulminato
Sulfeto
Sulfito
Sulfato
Pirossulfato
Fosfito
Metassilicato
Cromato
Dicromato
Óxido
Peróxido
Nitreto
Fosfato
Arsenato
Ferricianeto
Pirofosfato
Ortossilicato
Ferrocianeto
MnO4HCO3CH3COOONCS2SO32SO42S2O72HPO32SiO32CrO42Cr2O72=
O2O2-2
N3PO43AsO43[Fe(CN)6]3P2O74SiO44[Fe(CN)6]4-
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O modelo ou regra do octeto
O químico norte americano Gilbert Lewis, em 1916, afirmou que os átomos tendem a estados de
maior estabilidade. Observações levaram o cientista a atribuir aos oito elétrons na camada de valência o
fato de os gases nobres não fazem ligações espontaneamente. É verdade que o gás hélio, que também é gás
nobre, possui dois elétrons apenas e é igualmente isolado.
Os átomos dos outros elementos não possuem essa característica peculiar dos gases nobres, mas
Lewis supôs que átomos “incompletos” poderiam adquirir estabilidade perdendo ou recebendo um ou mais
elétrons de átomos vizinhos, uma vez que suas últimas camadas ou níveis de energia se completariam. Com
a proximidade dos átomos (doadores ou receptores de elétrons), seriam estabelecidas ligações químicas,
ficando oito elétrons na última camada eletrônica, à semelhança dos gases nobres. Esse princípio ficou
conhecido como regra do octeto.
Distribuição Eletrônica dos Gases Nobres
Distribuição dos eletrons por camadas
Gás
Nobre
Noatômico
He
2
2
Ne
10
2
8
Ar
18
2
8
8
Kr
36
2
8
18
8
Xe
54
2
8
18
18
8
Ra
86
2
8
18
32
18
1a
2a
3a
4a
5a
6a
8
Transferência de 1 eletron
Na+(cátion, 8 e- na camada de valência) Cℓ-(anion, 8 e- na camada de valência)
Saliente-se que muitos átomos, geralmente de transição (Fe2+, Fe3+, ...), formam compostos, mas
não obedecem à regra do octeto. Além disso, o inglês Neil Barllet (1932 -) sintetizou, em laboratório, o
hexafluorplatinato de xenônio) – XePtF6. Isso, contudo, não desmerece o pioneirismo de Lewis.
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As ligações covalentes ou moleculares
Como vimos anteriormente, as ligações químicas são interações entre íons. Entretanto,
observando o modelo da molécula de oxigênio a seguir, percebemos que não há transferência, mas
compartilhamento de elétrons. Nesse caso, salvo casos especiais (ionização de ácidos) não há condução de
corrente elétrica, mesmo em solução aquosa.
Compartilhamento de elétrons
Nesse novo modelo para ligações químicas, como não há diferença significativa de
eletronegatividade, os átomos se aproximam e surgem, ao mesmo tempo, forças de atração e de repulsão.
Acompanhe:
- os elétrons dos dois átomos se repelem;
- os núcleos dos dois átomos se repelem;
- o núcleo de cada átomo de hidrogênio atrai o elétron do outro.
Essas forças atingem o equilíbrio e os elétrons da camada de valência são compartilhados. Assim,
cada átomo de oxigênio passa a interagir com quatro elétrons (dois de cada átomo). Note que a eletrosfera
fica semelhante a dos átomos de Neônio (Ne, Z = 10).
- Modelo de molécula de hidrogênio
H
H
Fórmula estrutural plana
Na formação do hidrogênio molecular, não é observada a regra do octeto. Entretanto, os átomos
de hidrogênio ficam eletrosfera semelhante a dos átomos de Helio (He, Z = 2), sem transferência de
elétrons. Essa união de átomos por compartilhamento de elétrons, denominada ligação covalente ocorre
sempre por pares de elétrons.
- Modelo de molécula de água
H O
H
Fórmula estrutural plana
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Os metais também se ligam
Um metal típico é bom condutor de calor e de eletricidade, é maleável, dúctil, de aparência
lustrosa; geralmente sólido, com alto ponto de fusão e de baixa volatilidade.
As propriedades físicas dos metais, principalmente a condução de eletricidade, podem ser
explicadas pela ligação metálica. A ligação metálica é uma ligação covalente que tem características
próprias.
+
+
+
+
+
+
Núcleos
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Elétrons livres (nuvem eletrônica)
Do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos elétrons na camada
exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons formam uma "nuvem eletrônica",
que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas “zonas de Brillain”, e podem passar
facilmente de uma para outra. São chamados, por isso, elétrons livres. A relativa liberdade de que
desfrutam dentro da rede seriam responsáveis pela condução de corrente elétrica. O sólido metálico seria
assim formado pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.
Saliente-se que a ligação metálica explica não só a condutividade elétrica, mas também a
maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.
Deslocamento entre planos de cátions numa substância metálica explica a maleabilidade.
As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semi-metais ou não.
São exemplos de ligas metálicas são: aço (ferro + carbono), o bronze (cobre + estanho), ouro 18kilates
(ouro + cobre), etc.
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Configuração espacial de moléculas
A Teoria da Repulsão dos Pares eletrônicos de Valência (TRPEV), desenvolvida na década 1960
por Ron Gillespie, permite prever a geometria das moléculas.
“Os pares de elétrons ao redor do átomo central distribuem-se no espaço de tal forma que a
repulsão entre eles é a menor possível, garantindo maior estabilidade".
Os pares de elétrons podem ou não fazer parte de ligações. Quando os elétrons são ligantes, os
pares podem constituir ligações simples, duplas, triplas ou dativas. As posições relativas dos átomos
ligantes são dadas pela disposição de todos os pares de elétrons, mas a geometria da molécula é
considerada apenas pela posição relativa de seus núcleos.
Formas moleculares básicas
NÚMERO DE
FORMA DA
ÁTOMOS
MOLÉCULA
2
Linear
ÂNGULOS DE
LIGAÇÃO
180º
3
Linear
180º
3*
Angular
Variável
4
Trigonal
120º
4*
Piramidal triangular
Variável
5
Tetraédrica
109º28’
6
Bipirâmide trigonal
120º e 90º
7
Octaédrica
90º
FIGURA
*par(es) de elétrons não
ligantes.
*par(es) de elétrons não
ligantes.
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Vestibular da UFRGS
1. UFRGS 2006. Considere as afirmações abaixo, que
se referem à molécula de SF4, interpretada à luz da
TRPEV.
3. UFRGS 2008. Na obtenção do vinagre de vinho,
o etanol reage com O2 do ar e transforma-se em
ácido acético, conforme representado abaixo.
I. Ela apresenta estrutura tetraédrica.
II. Ela apresenta um par eletrônico isolado.
III. Suas quatro ligações S – F encontram-se no
mesmo plano.
H3C – CH2 – OH + O2 → H3COOH + H2O
etanol
ácido acético
(A) apenas I.
(B) apenas II.
(C) apenas III.
(D) apenas I e II.
(E) apenas II e III.
2. UFRGS 2008. Considere as afirmações abaixo, a
respeito da estrutura e da geometria do íon CO32-.
I. Este íon apresenta 24 elétrons de valência.
II. Sua geometria é trigonal plana.
III. Seu átomo central apresenta um par de elétrons
não ligantes.
Quais estão corretas, de acordo co TRPEV:
(A) apenas I.
(B) apenas II.
(C) apenas III.
(D) apenas I e II.
(E) apenas II e III.
Nessa reação, a geometria dos ligantes em torno do
átomo de carbono do grupo funcional sofre
alteração de
(A) tetraédrica para trigonal plana.
(B) trigonal plana para tetraédrica.
(C) tetraédrica para piramidal.
(D) linear para trigonal plana.
(E) linear para tetraédrica.
4. UFRGS 2009. As moléculas das substâncias SO3,
PCℓ3 e BF3 apresentam todas uma proporção de
número de átomos 1:3.
Sobre as moléculas dessas substâncias, é correto
afirmar que
(A) todas apresentam geometria do tipo trigonal
plana.
(B) apenas as de SO3 apresentam geometria
trigonal plana.
(C) apenas as de BF3 apresentam geometria
trigonal plana.
(D) todas apresentam caráter apolar devido à sua
simetria.
(E) apenas as de PCℓ3 apresentam par de elétrons
não ligantes no átomo central.