química elementar – capítulo 2

E-books
PCNA
Vol. 1
QUÍMICA
ELEMENTAR
CAPÍTULO 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
SUMÁRIO
Apresentação --------------------------------------------2
Capítulo 2-------------------------------------------------3
2. Ligações Químicas ----------------------------------3
2.1. Ligação Iônica ------------------------------------ 4
2.2. Ligação Metálica: -------------------------------- 4
2.3. Ligação Covalente -------------------------------- 5
2.3.1. Fórmulas---------------------------------------------- 6
2.3.2. Polaridade das ligações ----------------------------- 7
2.3.3. Ressonância -----------------------------------------10
2.3.4. Geometria Molecular ------------------------------10
2.4. Ligações Intermoleculares ------------------- 14
2.4.1. Forças de van der Waals ou força de Debye –
Dipolo Induzido ------------------------------------------- 14
2.4.2. Forças de Keesom-dipolo permanente ---------- 14
2.4.3. Forças de London - Dipolo instantâneo --------- 14
EXERCÍCIOS PROPOSTOS ------------------------ 16
GABARITO --------------------------------------------- 22
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
Apresentação
Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de
cursar gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências
Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas
no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso
auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para
enfrentar melhor o programa curricular do seu curso.
Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em
Química Elementar do PCNA. Este é o segundo de uma
série de o i t o E-books que vão lhe acompanhar durante
o curso, o professor utilizará este material como apoio às
suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as
atividades propostas.
A série “E-books PCNA-Química” foi desenvolvida
com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de
Química Elementar.
Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de
Ligações Químicas. É bom lembrar que não se pode
aprender Química sem alguns pré-requisitos, que muitas
vezes não valorizamos por acharmos simples e
descomplicados, todavia, atenção e compreensão se fazem
necessária.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
Capítulo 2
2. Ligações Químicas
É fato que são poucos os elementos encontrados na
natureza de forma isolado. Apenas 6 são encontrados na
forma de átomos isolados e são os gases nobres. A partir da
configuração eletrônica destes elementos e da estabilidade
que eles possuem estipulou-se a seguinte regra, denominada
a Regra do Octeto:
“Os átomos dos diferentes elementos ligam-se entre si,
cedendo, recebendo ou compartilhando elétrons, na
tentativa de adquirir uma configuração igual à de um gás
nobre: oito elétrons na camada de valência, ou dois
elétrons, se a camada de valência for a 1ª camada”.
Obs.: Existem exceções (como sempre)! Ai vão algumas:
Ex: BF3, PCl5 e AlF3 respectivamente.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
•
Tipos de Ligações
2.1. Ligação Iônica
A ligação iônica é aquela que ocorre pela atração elétrica
entre íons positivos e negativos e formam compostos iônicos
(≠ de molécula).
Esses íons são formados, de modo geral, quando se
encontram juntos átomos de metais e ametais, sendo que
ocorre transferência de elétrons dos metais para os ametais.
Figura 2.1 – Representação da captura de elétron
2.2. Ligação Metálica:
Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre
a liberação parcial dos elétrons mais externos, com a
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
consequente formação de íons positivos. Uma amostra de
metal é constituída por esses cátions, os quais são
estabilizados pelos elétrons que foram liberados e envolve a
estrutura como uma nuvem eletrônica.
Figura 2.2 – Representação de uma nuvem de elétrons
2.3. Ligação Covalente
Se caracteriza pelo compartilhamento de pares de elétrons de
valência entre os átomos que participam da ligação, em vista
de adquirirem estabilidade. Desta maneira são formadas as
moléculas.
Figura 2.3 – Representação do compartilhamento de
elétrons
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
•
•
Ligação Sigma (σ) – Ligação covalente sigma é
aquela em que os orbitais atômicos se interpenetram
segundo um mesmo eixo.
Ligação Pi (π) – Ligação covalente pi é aquela feita
pela interpenetração de orbitais p, através de eixos
paralelos.
2.3.1. Fórmulas
Podemos representar a ligação covalente entre os átomos
e a formação de moléculas através de 3 fórmulas diferentes
(usaremos o gás hidrogênio como exemplo):
a) Fórmula eletrônica ou Fórmula de Lewis: Indicam-se
todos os elétrons da última camada de cada átomo,
colocando lado a lado aqueles que estão sendo
compartilhados.
H H
H H
b) Fórmula estrutural: Evidencia a estrutura da ligação,
ou seja, cada par de elétrons compartilhado é
representado por um traço.
H–H
c) Fórmula molecular: Mostra apenas o tipo e a
quantidade de átomos que formam 1 molécula. De um
modo geral, é montada da seguinte maneira.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
Escrevem-se os símbolos dos átomos em ordem
crescente
de
eletronegatividade
(o
menos
eletronegativo primeiro). Cada símbolo é seguido de
um índice que indica o número de átomos na
molécula. O índice 1 não precisa ser escrito.
H2
2.3.2. Polaridade das ligações
Os modelos usados para representar as ligações
iônicas e covalentes são as situações extremas na ligação. A
ligação covalente pura, onde os átomos compartilham um
par de elétrons igualmente só acontece quando dois átomos
idênticos estiverem ligados entre si. Quando dois átomos
diferentes formarem uma ligação covalente, o par de elétrons
será desigualmente compartilhado. O resultado é uma
ligação covalente polar, uma ligação na qual os dois átomos
têm cargas residuais ou parciais. Mas por que as ligações são
polares? Porque nem todos os átomos estão ligados aos seus
elétrons de valência com a mesma força, nem todos os
átomos assumem elétrons adicionais com a mesma
facilidade. Portanto, os elétrons da ligação não são
igualmente compartilhados entre os átomos. O átomo para o
qual o par é deslocado tem uma maior “parte” do par de
elétrons e, assim adquiri uma carga parcial negativa. Ao
mesmo tempo, o átomo na outra terminação da ligação
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
adquire uma carga parcial positiva. Tal comportamento
caracteriza uma ligação polar.
Figura 2.4 – Polaridade de uma ligação iônica
Em compostos iônicos, o deslocamento do par do
ligante para um dos dois átomos é essencialmente completo
e os símbolos + e – juntamente com os símbolos dos átomos
são representados nas estruturas de Lewis.
Linus Pauling propôs um parâmetro chamado
eletronegatividade para decidir se uma ligação é polar e
determinar qual átomo da ligação é negativo ou positivo:
• Eletronegatividade é a habilidade de um átomo em uma
molécula de atrair elétrons para si. Seu comportamento é
uma das propriedades periódicas da tabela, como já foi visto.
A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso
estudo:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
Uma decorrência importante do estudo da
eletronegatividade dos elementos é que, em função da
diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos
envolvidos, podemos classificar as ligações covalentes como:
a) Ligações apolares: apresentam diferença de
eletronegatividade igual a zero.
b) Ligações polares: apresentam diferença de
eletronegatividade diferente de zero.
É importante salientar o seguinte: quando essa
diferença ultrapassa o valor de 1,7 a atração exercida por um
dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a ligação
covalente se “rompe”, tornando-se uma ligação iônica.
Uma forma de analisar a polaridade de uma molécula
é comparar os números de:
- Pares eletrônicos ao redor do átomo central;
- Átomos iguais ligados ao átomo central
Se um desses dois números forem diferentes, a
molécula será polar.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
Exemplos de moléculas apolares: H2, N2, Cl2, O3, S8.
Exemplos de moléculas polares: HCl, H2O, CO2, NH3, BCl3,
CH4.
2.3.3. Ressonância
Chamamos de ressonância, a deslocalização constante
e permanente dos elétrons de ligações do tipo π em uma
molécula.
Tomemos como exemplo a molécula de SO2. Como os
dois átomos de oxigênio são iguais, eles devem se ligar ao
enxofre de maneira idêntica. Não faz muito sentindo
dizermos que o enxofre estabelece com um dos átomos de
oxigênio duas ligações comuns e com o outro, uma ligação
dativa. Sendo assim, a ligação π apresenta ressonância entre
os dois átomos de oxigênio e os elétrons da ligação π evolvem
os 3 átomos, o tempo todo como uma nuvem eletrônica.
Outro exemplo importante é a ressonância que ocorre
entre os átomos de carbono da molécula de benzeno C6H6.
2.3.4. Geometria Molecular
a) Molécula formada por 2 átomos
A geometria será sempre linear, independente dos átomos
envolvidos.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
Ex.: H2, F2, HCl, CO.
b) Molécula formada por 3 átomos
b.1) A geometria será linear se o átomo central não possuir
par de elétrons emparelhados disponíveis.
Ex.: CO2, HCN, BeH2.
b.2) A geometria será angular se o átomo central possuir par
de elétrons emparelhados disponíveis.
Ex.: H2O, H2S, SO2.
c) Molécula formada por 4 átomos
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
c.1) A geometria será trigonal plana (triangular), se o átomo
central não possuir par de elétrons emparelhados
disponíveis.
Ex.: SO3, COCl2, CH2O, BF3.
c.2) A geometria será piramidal (pirâmide trigonal), se o
átomo central possuir par de elétrons emparelhados
disponíveis
Ex.: NH3, PI3, NCl3.
d) Molécula formada por 5 átomos
A geometria será sempre tetraédrica, independentemente
dos átomos envolvidos.
Ex.: CH4, CHCl3, SiCl4, POCl3.
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e) Molécula formada por 6 átomos
A geometria será bipirâmide triangular ou bipirâmide
trigonal.
Ex.: PCl5.
f) Molécula formada por 7 átomos
A geometria será octaédrica.
Ex.: SF6.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
2.4. Ligações Intermoleculares
São as forças de atração que mantém as moléculas unidas.
Atualmente se resumem em 3 tipos de forças.
2.4.1. Forças de van der Waals ou força de Debye –
Dipolo Induzido
As forças de van der Waals ou de dipolo induzido são
forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares ou entre
átomos de gases nobres.
2.4.2. Forças de Keesom-dipolo permanente
As forças de dipolo permanente são responsáveis pela
atração existente entre moléculas polares.
2.4.3. Forças de London - Dipolo instantâneo
Os elétrons que constituem a nuvem eletrônica de uma
molécula estão em constante movimento, assim, se
pudéssemos tirar fotografias dessa nuvem, elas não
representariam a mesma imagem.
Ou seja, em moléculas apolares, há possibilidade de
tornar-se polar durante um curto período de tempo.
Entretanto, esse tempo é o bastante para que deforme a
nuvem de outra molécula apolar e induza-a, de modo a
formar dois pólos distintos (positivo e negativo).
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
Figura 2.5 – Representação das Forças de London
2.4.2. Pontes de Hidrogênio
Pontes de hidrogênio são forças de atração de
natureza elétrica, do tipo dipolo permanente, porém bem
mais intensas. Elas ocorrem quando a molécula possui
hidrogênio ligado a elemento muito eletronegativo como o
flúor, o oxigênio ou o nitrogênio.
Assim temos a ordem de ligação da mais forte para a
mais fraca, a seguir:
Pontes de Hidrogênio > Dipolo Permanente > Induzido
E usando esta ordem é possível prever qual ligação possui
ponto de fusão e ebulição maior que a outra.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
Aqui
estão
questões
relacionadas
ao
capítulo
estudado. É importante o esforço para resolver todas as
questões. Em caso de dúvidas os monitores do programa
estão prontos para lhe ajudar. Bons estudos!
1) Considere as configurações eletrônicas de dois
elementos A e B no estado fundamental.
A = 1s22s22p63s23p64s2
B = 1s22s22p63s23p5
Ao reagirem, a fórmula do composto formado por A e
B e o tipo de ligação química da molécula serão,
respectivamente:
a) AB; ligação covalente.
b) A2B; ligação iônica.
c) AB2; ligação iônica.
d) AB3; ligação metálica.
e) A3B; ligação covalente.
2) A água, a amônia e o metano têm massas moleculares
muito próximas. Apesar disso, a água possui um ponto de
ebulição muito mais elevado do que o da amônia e o do
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metano. Essas observações experimentais podem ser
explicadas porque:
a) A água apresenta ligações iônicas, enquanto o metano e a
amônia são formados por ligações covalentes.
b) Os tipos de ligação não interferem no ponto de ebulição.
c) Todos os três compostos têm ligações covalentes, porém a
amônia e o metano são polares.
d) As moléculas de água apresentam ligações covalentes O –
H, facilmente rompíveis.
e) A água possui moléculas polares que formam ligações de
pontes de hidrogênio, aumentando a força de coesão entre
suas moléculas.
3) Das espécies químicas abaixo, indique aquela que
NÃO obedece à regra do octeto.
a) MgBr2
b) AlCl3
c) CO2
d) NaCl
e) SO2
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
4) As ligações químicas nas substâncias K (s), HCl(g),
KCl(s) e Cl2(g), são respectivamente:
a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar.
b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar.
c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente
apolar.
d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar.
e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica.
5) Abaixo são apresentados quatro elementos químicos
com seus respectivos números atômicos.
1. Na (Z = 11);
2. S (Z = 16);
3. Al (Z = 13);
4. N (Z = 7);
Analise as afirmativas abaixo:
I. A ligação entre 1 e 2 será iônica.
II. A ligação entre 4 e 4 será metálica.
III. A ligação entre 3 e 3 será metálica.
IV. A ligação entre 1 e 4 será covalente.
Assinale a alternativa que apresenta as afirmações corretas.
a) I e III.
b) II e IV.
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c) I e IV.
d) II e III.
e) III e IV.
6) A existência de pontes de hidrogênio só é possível
entre compostos quando há:
a) Um elemento fortemente eletropositivo ligado a um
átomo de hidrogênio.
b) Dois elementos: um fortemente eletropositivo e outro
fortemente eletronegativo, ligados entre si.
c) Um elemento fortemente eletronegativo, dotado de pares
de elétrons não compartilhados, ligado ao hidrogênio.
d) Um aumento muito grande na intensidade das forças de
London.
e) Uma ligação química entre o hidrogênio e os elementos de
transição externa.
7) Um elemento M da família dos metais alcalinoterrosos forma um composto binário iônico com um
elemento X da família dos halogênios. Assinale, entre as
opções abaixo, a fórmula mínima do respectivo composto:
a) MX.
b) MX2.
c) M2X.
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d) M2X7.
e) M7X2.
8) Dois átomos P e Q, de configurações eletrônicas do
último nível igual a 2p5 e 2p4 , respectivamente, formam
ligações do tipo _________________ e a fórmula do
composto formado é _________.
a) iônica; PQ.
b) covalente; PQ.
c) iônica; P2Q.
d) covalente; P2Q.
e) covalente; P5Q4.
9) Os compostos BF3, SO2, PH3, CO2 são moléculas de
configuração espacial, respectivamente:
a) trigonal, angular, trigonal, linear.
b) piramidal, angular, piramidal, angular.
c) trigonal, angular, piramidal, linear.
d) trigonal, linear, piramidal, linear.
e) piramidal, angular, piramidal, linear.
10) As polaridades das ligações e a polaridade final das
moléculas de CO2, SO2 e N2, são respectivamente:
a) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações
polares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula
apolar.
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b) CO2; ligações polares e molécula polar. SO2; ligações
apolares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula
apolar.
c) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações
polares e molécula polar. N2; ligações apolares e molécula
apolar.
d) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações
polares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula
polar.
e) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações
polares e molécula polar. N2; ligações apolares e molécula
polar.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2
GABARITO
1) Letra C.
O elemento A tem 2 elétrons na última camada, logo é
um metal alcalino terroso. O elemento B tem 7 elétrons na
última camada, portanto, um halogênio (ametal). Desse
modo: metal + ametal configura uma ligação iônica.
2) Letra E.
O item a está incorreto por que a água não faz ligação
iônica e sim covalente. Já o item b está incorreto porque as
ligações mais fortes têm um ponto de ebulição mais elevado
devido ao alto grau de coesão entre as moléculas. No item c
está incorreto afirmar que a metano é polar, pois ele é apolar.
Finalmente, o item d está errado ao afirmar que as ligações
da água são facilmente rompíveis, o que está incorreto devido
a molécula da água possuir ligações de hidrogênio que
aumenta a coesão entre as moléculas.
3) Letra B.
O alumínio se estabiliza com 6 elétrons na última
camada.
4) Letra A.
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5) Letra A.
6) Letra C.
7) Letra B.
8) Letra D.
9) Letra C.
10) Letra C.
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