Química

Química
Fascículo 02
Elisabeth Pontes Araújo
Elizabeth Loureiro Zink
José Ricardo Lemes de Almeida
Índice
Ligação Covalente ..........................................................................................................................1
Ligação Iônica .................................................................................................................................3
Teoria de Lewis ...............................................................................................................................5
Ligações Intermoleculares .............................................................................................................6
Exercícios............................................................................................................................................7
Gabarito.............................................................................................................................................8
Ligação Covalente
Ligação Covalente = 2 átomos que atraem o mesmo par de elétrons
N.o de ligações possíveis
Elemento
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
Dist. Eletrônica
K=2
K=2
K=2
K=2
K=2
K=2
L=3
L=4
L=5
L=6
L=7
L=8
3
4
3
2
1
0
N.o de Ligações
Covalentes
Exemplos:
B
C
N
O
F
––––
Pares de elétrons livres
São pares de elétrons atraídos só por
um átomo. (Não formam ligação)
Propriedades dos compostos moleculares
Geralmente líquidos ou gasosos.
• P.F. e P.E. baixos.
• Formam moléculas.
Compostos Covalentes
• Formados só por ligações covalentes.
• Formam moléculas gigantes.
• P.F. e P.E. altíssimos( mais altos que os
compostos iônicos). Ex: grafite, diamante.
1
Geometria Molecular
• Os pares de elétrons da ligação ou livres se repelem = ficam o mais longe possível.
• Os pares de elétrons livres (não formam ligação) exercem repulsão maior que os elétrons que
formam ligação.
Compostos com Oxigênio
Compostos com Hidrogênio
BH3
H
H
B
H
H
NH3
H
H2O
H
C
H
N
H
O
H
C
H
CO2
O=C=O
Linear
CO 2–
3
O
H
N
H
H
–
O
H
O–
H
C
Triangular
O–
O
O
H
Linear
H
SO 2–
4
H
O
H
H
H
C
B
H
H
CH4
CO
H
S
O–
Tetraédrica
O
O ângulo da
ligação diminui
Formas Alotrópicas
Substâncias formadas pelo mesmo elemento químico e que têm propriedades diferentes.
Ex:
• C (grafite) e C (fulereno) e C (diamante).
• S (rômbico) e S (monoclínico).
2
Ligação Iônica
Ligação Iônica = atração eletrostática entre íons
(*) forma ligação covalente
|
—C—
|
+1
Na+
K+
+2
Mg 2+
Ca 2+
+3
Al+3
(*)
–3
N3–
–2
O 2–
S 2–
–1
F–
Cl–
Br –
l–
Gases nobres He, Ne, Ar, Kr,
Xe,Rn não formam ligações.
Íons: partículas com carga elétrica
• Íons positivos = cátions
• Íons negativos = ânions
Propriedades dos compostos iônicos
• Sólidos cristalinos (cátions e ânions em arranjo geométrico)
• Geralmente solúveis em água.
• P.F. e P. E. altos (menores que os compostos covalentes e maiores que os compostos moleculares)
• No estado fundido e em solução aquosa = conduzem corrente elétrica.
3
Dissolução de sais pode ser:
• Endotérmica = absorve calor.
• Exotérmica = desprende calor.
Obs. : Existem casos em que a temperatura influi muito pouco.
Ex.: Dissolução NaCl em H2O.
Solubilidade x Temperatura
Solubilidade
endo
temp. não influi
exo
temperatura
Tabela de Solubilidade
Compostos
Solubilidade
Exceções
Cátions da família 1A
Solúveis
–––––
NO3–
Solúveis
–––––
F–, Cl–, Br–, I–
Solúveis
Pb2+, Ag+
SO42–
Solúveis
Ca2+, Ba2+, Sr2+, Pb2+
CO32–
Insolúveis
Cátions da família 1 A e NH4+
Insolúveis
Cátions da família 1 A e NH4+
PO43–
solução super
saturada
da
Solubilidade
ra
atu
s
ão
soluç
solução
insaturada
4
temperatura
Teoria de Lewis
• Teoria do octeto
• 8 elétrons na camada de valência
• estrutura do gás nobre.
Compostos moleculares
(com ligação covalente)
F F
Compostos iônicos
O O
Cada átomo fica com 8 elétrons ( no caso do
hidrogênio, com dois elétrons = estrutura do
gás hélio).
H Cl
H H
H – Cl
H–H
HCl
H2
H
H
O
11Na
17Cl
K=2
L=8
M=1
K=2
L=8
M=7
→
Na+
Cl–
K=2
L=8
K=2
L=8
M=8
H
O
H
H2O
5
Ligações Intermoleculares
Ligações Intermoleculares = Ligações entre moléculas
• Moléculas polares = ligação intermolecular forte.
• Moléculas apolares = ligações intermoleculares fracas.
Moléculas apolares
Moléculas polares
Não formam dipolos.
Ligação (covalente) polar = elemento mais eletronegativo
atrai o par de elétrons da ligação
• Moléculas homonucleares
(formadas por 2 átomos iguais)
• Exemplos:
H:H
Cl : Cl
O :: O
H–H
Cl – Cl O = O
Molécula polar = dipolo
• Deve ter pelo menos uma ligação polar.
• Quando a molécula tem 2 ou mais ligações polares iguais,
a polaridade depende da geometria.
Linear = apolar
Exemplo:
Angular = polar
O=C=O
H
Moléculas heteronucleares = polares
O
H
H
H F
H Cl
H Br
Cl C Cl
Cl
H–F
H – Cl
H – Br
H
|
Cl — C — Cl
|
Cl
Ligações de hidrogênio (ponte de hidrogênio)
• P.F. e P.E. altos
• H ligado a O, N e F
H
O
H
H
O
H
O
H
H
F
H
H
Forças de Van der Waals
• Ligação dipolo – dipolo. Exemplo: HCl
• Ligação dipolo – induzido ou forças de London
Exemplo: iodo (I2) sólido
6
F
H
F
H
N
H
H
H
H
N
H
N
H
H
H
Exercícios
01. (UNICAMP/98) Considere as seguintes informações sobre os elementos químicos X,Y e Z:
Elemento
Família ou grupo
Período
X
do oxigênio
2
Y
14
2
Z
dos alcalinos
4
a. Quais são os elementos X,Y e Z?
b. A combinação de dois desses elementos pode formar substâncias não-iônicas e gasosas a
temperatura e pressão ambientes. Escreva a fórmula de uma dessas substâncias.
c. Escreva a fórmula de uma substância iônica e sólida formada pela combinação dos 3 elementos.
02. (FUVEST/98) Em 1986 foi sintetizada uma nova variedade alotrópica do carbono que apresenta uma
estrutura esférica oca semelhante à uma bola de futebol. Sua fórmula molecular é C60 e os átomos de
carbono estão ligados entre si de modo a formar faces hexagonais e faces pentagonais, com os
carbonos nos seus vértices. Ao contrário do diamante, esse novo alótropo, “futeboleno”, é macio
(bem menos duro) e solúvel em solventes aromáticos, tais como o benzeno e tolueno.
Correlacione essas propriedades macroscópicas do diamante e do “futeboleno” com os tipos de
ligação química presentes em cada um desses alótropos. Especifique, quando for o caso, se a ligação
é do tipo inter ou intramolecular.
Estrutura parcial do “futeboleno”
03. (VUNESP/99) Considere as espécies químicas Br2 e KBr. Dados os números de elétrons na camada de
valência, K = 1 e Br = 7, explique, justificando, o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de:
a. bromo, no Br2,
b. potássio e bromo, no KBr.
04. (ITA/97) Sobre a temperatura de ebulição de um líquido são feitas as afirmações:
I. Aumenta com o aumento da força da ligação química intramolecular.
II. Aumenta com o aumento da força da ligação química intermolecular.
III. Aumenta com o aumento da pressão exercida sobre o líquido.
IV. Aumenta com o aumento da quantidade de sólido dissolvido.
Estão corretas:
7
a. Apenas I e II
b. Apenas I e IV
c. Apenas III e IV
d. Apenas II, III e IV
e. Todas
05. (PUC/99) Algumas propriedades das substâncias W, X, Y e Z estão apresentadas abaixo:
W
X
Y
Z
líquido
sólido
líquido
sólido
É solúvel em
água?
sim
não
sim
sim
A solução aquosa conduz
corrente elétrica?
sim
–––
não
sim
Puro, no estado sólido,
conduz corrente elétrica?
não
sim
não
não
Puro, no estado líquido,
conduz corrente elétrica?
não
sim
não
sim
Estado físico
25ºC e 1 atm
Assinale a alternativa em que as substâncias apresentadas, correspondam às propriedades indicadas
na tabela anterior.
W
X
Y
Z
a.
ácido acético
ferro
álcool
cloreto de sódio
b.
álcool
cloreto de sódio
mercúrio
grafite
c.
mercúrio
grafite
ácido acético
ferro
d.
álcool
ferro
dióxido de carbono cloreto de sódio
e.
ácido acético
prata
oxigênio
Nota: Fórmulas: ácido acético = H3CCOOH
álcool etílico = C2H5OH
Gabarito
01.
a. X = oxigênio, O (família do oxigênio – 2.o período)
Y = carbono, C (família do carbono (14) – 2.o período)
Z = potássio, K (família dos alcalinos – 4.o periodo)
b. CO2 ou CO
c. K2CO3
8
grafite
02. No diamante ocorrem ligações covalentes fortes e intramoleculares, formando uma macromolécula
de estrutura cristalina compacta.
No futeboleno ocorrem ligações covalentes intramoleculares e entre as moléculas de C60 ocorrem
forças intermoleculares fracas, de Van der Waals responsáveis pela estrutura cristalina macia.
03.
a. Ligação covalente: compartilhamento de par de elétrons
Br + Br
→ Br
Br
b. Ligação iônica: transferência de elétrons do metal para o ametal
K + Br
→ [K]+ [ Br ]–
04. Alternativa d.
I. incorreta. A mudança de estados físicos depende das forças intermoleculares e não das
Intramoleculares.
II. correta. Quanto maior a força intermolecular maior maior a energia necessária para rompê-las,
portanto, maior o ponto de ebulição.
III. correta. Quanto maior a pressão exercida sobre o líquido maior a pressão de vapor necessária para
o líquido ebulir, portanto maior o ponto de ebulição. Lembrar: Ponto de ebulição (P vapor = P
atm)
IV. correta. Quanto maior o número de partículas dissolvidas no líquido menor a pressão de vapor e
consequentemente maior a temperatura de ebulição.
05. Alternativa a.
As substâncias são: W = ácido acético = H3C – COOH: polar e ionizável
X = ferro = Fe = metal
Y = álcool = H3C – CH2OH: polar e não ionizável
Z = cloreto de sódio = NaCl = iônico
9