Ligações Químicas
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LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Energia Menos estáveis Átomos isolados Mais estáveis Átomos ligados Definições Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade. Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons. Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo. Regra do Octeto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns2 np6 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be. Regra do Dueto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. Configuração Geral: ns2 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be. TIPOS DE LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE COVALENTE ou MOLECULAR: - Simples - Dativa INTERMOLECULAR METÁLICA LIGAÇÃO IÔNICA Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl. Na (Z = 11) 1s2) 2s2, 2p6) 3s1 Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5 Na Cl Na+ Cl- Ligação Iônica Configuração dos Átomos: Na Cl Ligação Iônica Transferência do elétron: Na Cl Ligação Iônica Formação dos íons: Na+ Cl- Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl- Ligação Iônica Atração Eletrostática: Na+ Cl- Ligação Iônica Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino: Fórmula dos Compostos Iônicos [A] [B ] +X -Y Y X Cargas = + xy – xy = zero Exemplos: Ca+2 + Br-1 CaBr2 AL+3 + S-2 Al2S3 Ligações dos Grupos - A Grupo Carga Grupo Carga 1A +1 5A -3 2A +2 6A -2 3A +3 7A -1 Exemplos: a) K+Cl- KCl c) Al+3S-2 Al2S3 b) Ca+2I-1 CaI2 d) Fe+3O-2 Fe2O3 Características dos Compostos Iônicos Sólidos a temperatura ambiente. Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados. Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa. Melhor solvente é a água. Participantes dos Compostos Iônicos Metal com: - Hidrogênio - Semimetal - Ametal - Radical salino (SO4-2) Radical Catiônico (NH4+) com os ânions listados para os metais. Exercícios de fixação: Página - 55 1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que: a) O potencial de ionizção dos átomos participantes tenha valores próximos. b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores próximos. c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes. d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas. 2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula: a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4 Exercícios de fixação: 3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio, apresentam as propriedades: a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão. b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. c) Sólidos, maus condutorers de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão. e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão. LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade. Tipos de Ligações Covalentes: - Covalente Simples. - Covalente Dativa. Ligação Covalente Simples ou Normal Definição: o par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante. Exemplo: formação do cloro – Cl2. Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5 Cl Cl Fórmula de Lewis Cl2 ou Cl - Cl Molecular Estrutural Ligação Covalente Simples ou Normal Configuração dos Átomos: Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica: Ligação Covalente Simples ou Normal Atração Quântica: Ligação Covalente Simples ou Normal Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular: Cl Cl Exemplos de Ligações Covalentes Simples O O O2 ou O = O N N N2 ou N N H O H H Cl H2O ou H - O - H HCl ou H - CL Ligação Covalente Dativa ou Coordenada Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes simples possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO2. O S O + O S=O + O S=O O S O NÚMERO DE VALÊNCIA Definição: número de ligações covalentes normais e dativas que um átomo é capaz de formar. Valências dos grupos A GRUPOS Fórmula de Lewis N° de Valências simples N° de Valências dativas Hidrogênio - H 4A 5A 6A 7A E E E E 4 3 2 1 0 1 2 3 1 covalente normal Moléculas do Tipo HxEOy Ácidos Oxigenados Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio. Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4 O H O S O O O H H-O-S-O-H O LIGAÇÕES SÍGMA () E PI () Ligações : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo. Ligações : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p. Obs. As ligações só ocorrem após a ligação , que é única entre dois átomos. HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS Definição: artifício utilizado por alguns elementos para formarem um maior número de ligações covalentes simples. Hibridização Ocorrências sp sp2 sp3 Be e Mg B e Al C e Si Geometria Ângulo Linear 180° Trigonal 120° Tetraédrica 109° 28’ Obs. O Carbono pode apresentar os três tipos de Hibridização. Exemplos de Hibridização O átomo híbrido não completa o seu octeto. BeF2 F Be BF3 F B F F F F - Be - F F-B-F F Hibridização do Carbono Hibridização Estrutura l 3 Sp 2 Sp –C – l –C = l Sp – C ou =C= Características dos Compostos Moleculares Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente. Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos. Bons isolantes: térmico e elétrico. Participantes dos Compostos Moleculares Ametal, Semimetal e Hidrogênio: - Ametal - Semimetal - Hidrogênio Exercícios de fixação: Página 58 1. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos apenas ligações covalentes: I- NaCl II- CCl4 a) I e II b) II e III III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4 c) I e IV d) IV e V e) III e IV 2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período, pode ser representado por: a) – Cl b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl – 3. (UCSal) Uma certa molécula linear é formado por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula: a) 4 ligações b) 4 ligações c) 1 ligação e 3 ligações d) 3 ligações e 1 ligação e) 2 ligações e 2 ligações Exercícios de fixação: 4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? F | P | | | a) P F b) P – F P c) F – F P d) F – P – F e) P – F – P 5. Nas moléculas: O = C = O e H – C N As hibridizações apresentadas pelos átomos de carbono são, respectivamente: a) sp e sp2 b) sp e sp3 c) sp e sp d) sp3 e sp3 e) sp3 e sp3 GEOMETRIA MOLECULAR DEPENDE: Disposição espacial dos núcleos dos átomos. Repulsão dos pares eletrônicos das ligações ou pares livres dos átomos. Obs. Toda molécula formada por dois átomos é sempre linear. Nuvens Eletrônicas Quando se tratar de moléculas com três ou mais átomos, considera-se uma nuvem eletrônica para os casos: Ligação covalente simples Ligação covalente dupla Ligação covalente tripla Par de elétrons não ligante Formas Geométricas ÁTOMOS HIBRIDIZADOS: 1) sp linear (ex: BeH2, CO2, etc.) 2) sp2 trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.) 3) sp3 tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.) ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS: 1) 2 átomos linear (ex: H2, HCl, etc.) 2) 3 átomos angular (ex: H2O, SO2, etc.) 3) 4 átomos piramidal (ex: PH3, NH3, etc.) Exercícios de fixação: Página 59 Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo: • SCl2 • BF3 • HCl • O3 • PH3 • CO2 • P4 • SiH4 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Definição: acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação – pólos. Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação. + _ Polaridade das Ligações Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Classificação: - Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma. - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma. Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização. Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar: H2 H H Ligação covalente polar: + HCl H Cl - POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular. Momentum dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo. Ex: H Cl Momentum dipolar resultante (r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores. Polaridade das Moléculas Molécula apolar: momentum dipolar (r) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO2. O=C=O OCO r = Zero Molécula polar: momentum dipolar (r) zero. Ex: molécula da água – H2O. O H H r Zero (polar) O H H Exercícios de fixação: Página 60 1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar. 2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é: a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3 (clorofórmio) LIGAÇÕES INTERMOLECULARES DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido. Tipos de ligações intermoleculares: 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares. 2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N. 3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares. Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE Dois fatores influem nos PF e PE: 1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância. Ordem crescente da intensidade de interação: Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância. Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE Exemplos: PE PE SnH4 100 H2O GeH4 SeH4 0 H2Te H2S CH4 H2Se - 100 Tamanho da molécula Tamanho da molécula LIGAÇÃO METÁLICA Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência. Retículo Cristalino Características dos Metais Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido). Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al. Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL. PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C. Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al. Maleabilidade e ductibilidade. Ligas Metálicas Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos: - Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd) - Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu) - Amálgama dental (Hg, Ag e Cu) - Bronze ( Cu e Sn) - Latão (Cu e Zn) Exercícios de fixação: Página 62 1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O 2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é: a) b) c) d) e) H H O C OH H OH O OH- CH3OH H H CH3OH CH3OH CH3OH H C H O H OH- CH3OH O H CH3OH H Exercícios de fixação: 3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é: a) CCl4 b) SiCl4 c) GeCl4 d) SnCl4 e) PbCl4
