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QUÍMICA GERAL / QUÍMICA TECNOLÓGICA LIGAÇÕES QUÍMICAS Professora: Cíntia Helena de Freitas Química Licenciada - UIT Ms. Ciência e Tecnologia das Radiações, Minerais e Materiais - CDTN/UFMG Ligações Químicas A existência de compostos é o ponto central da ciência da química e, ao ver como as ligações se formam, podem entender como os químicos projetam novos materiais. A ligação química é a junção entre dois átomos (número mínimo) e, o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia do que a energia total dos átomos separados. Um conceito inicial sobre os três tipos de ligações químicas consideradas fortes e que estão presentes na maioria das moléculas são Ligação Iônica Formada entre metais e ametais Ligação Covalente Formada entre ametais Ligação Metálica Formada entre metais No entanto, o potencial de ionização e a afinidade eletrônica são duas propriedades periódicas que podem auxiliar na compreensão sobre a natureza das ligações químicas. Ligações Químicas Características dos Átomos Metálicos •É característica dos átomos metálicos terem baixas energias de ionização e baixas afinidades eletrônicas. Consequentemente, os metais tendem a formar íons carregados positivamente. Átomo (metal) •Os Cátion(s) + elétron(s) íons positivos são denominados cátions. Quando um átomo de sódio perde um elétron formando um íon sódio a corrente elétrica passa para uma solução contendo íons, os cátions movimentam-se para o eletrodo negativo, denominado cátodo. •A carga do íon metálico depende do número de elétrons perdidos pelo átomo. •Com a elevada energia obtida da alta temperatura de uma chama ou arco elétrico, qualquer número de elétrons de um átomo pode ser removido; em reações químicas à temperatura ambiente, contudo, os átomos de alguns metais perdem sempre o mesmo número característico de elétrons. Ligações Químicas Características dos Átomos Metálicos A IUPAC recomenda que, se o metal forma somente um cátion, o nome do cátion deve ser idêntico ao nome do elemento. Então para o átomo de sódio, o nome do elemento é também o nome do íon de Na+(íon sódio). Se o metal formar mais de um cátion, recomenda-se como método indicar a carga do nome do íon o uso do nome do elemento seguido por um número em algarismos romanos entre parênteses, exemplo: Cu2+ íon cobre (II) Ligações Químicas Características dos Átomos Não Metálicos Com exceção dos gases nobres, os não metais são caracterizados pela alta afinidade eletrônica e alta energia de ionização. Consequentemente, em muitas de suas reações os não metais ganham elétrons formando íons negativos, ou ânions. Assim , numa reação típica com um metal os ametais ganham elétrons dos metais. Ligações Químicas Ligações Iônicas No modelo iônico, a descrição da ligação em termos de íons, é particularmente apropriado para a descrição de compostos binários formados por um elemento metálico, especialmente um metal do bloco s, e um elemento não metálico. Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions que se mantém juntos em um arranjo regular. • • • • • Cátions e ânions ocupam os pontos do espaço reticular; Estilhaça-se rapidamente em vez de sofrer distorção ou esfarelar aos poucos; São tipicamente duros, porém quebradiços; Possuem pontos de fusão altos; Enquanto sólidos, são maus condutores de eletricidade. Ligações Químicas Representações da Ligação Iônica Exemplo Fórmula Estrutural Exemplo Fórmula Eletrônica NaCl (s) Exemplo Fórmula Molecular Ligações Químicas Dissociação Iônica Ligações Químicas Ligações Covalentes Uma ligação covalente consiste em um par de elétrons compartilhados por dois átomos, pois os não metais não formam cátions. Dois ou mais átomos se unem para compartilhar seus elétrons de valência porque a matéria formada apresenta geralmente maior potencial de ionização, ou seja, torna-se mais estável em relação a tendência dos elétrons de escaparem do sistema. Do ponto de vista da química quântica, a estabilidade no compartilhamento de elétrons é resolvida pela TLV (Teoria de Ligação de Valência) ou a TOM (Teoria dos Orbitais Moleculares). Ligação Covalente Apolar Ligação Covalente Polar Ligação Covalente Coordenada Ligações Químicas Ionização Ao adicionar em água um composto formado por apenas ligações covalentes, um composto molecular; é o caso, por exemplo, do ácido clorídrico (HCl). Nesse composto não existem íons, pois a ligação covalente se dá por compartilhamento de elétrons. Ligações Químicas Ligações Metálicas Ocorrem em metais sólidos, arranjo atômico é bastante compacto, elétrons de valência são atraídos por núcleos vizinhos ⇒ formação de nuvens eletrônicas Exemplo Metal Sódio Ligações Químicas Interações Intramoleculares Interações Intermoleculares Ligações Químicas Interações Intermoleculares FORÇA DIPOLO PERMANENTE- DIPOLO PERMANENTE Sabemos que as moléculas são eletricamente neutras, no entanto, em muitas moléculas (polares) há a existências de dipolos elétricos permanentes e por isso há interação eletrostática entre elas. A “parte” (polo) positiva de uma molécula é atraída pela “parte” negativa da outra e assim sucessivamente. Veja o exemplo com as moléculas de HCl. Esse tipo de interação é o mesmo que ocorre entre os íons Na+ e Cl– no retículo do NaCl (ligação iônica), porém com menor intensidade. Ligações Químicas Interações Intermoleculares LIGAÇÕES DO HIDROGÊNIO As ligações de hidrogênio, por serem muito mais intensas, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo e ocorrem mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos e, que, por isso, originam dipolos muito acentuados. Ligações Químicas Interações Intermoleculares FORÇA DIPOLO INDUZIDO-DIPOLO INDUZIDO Também conhecida como força de London ou também de força de Van der Wals, é o único tipo de força que acorrem entre substâncias apolares. Quando há aproximação entre duas moléculas apolares, os elétrons da camada de valência de uma passam a sofrer influencias do núcleo da outra molécula vizinha. Assim, há um deslocamento de elétrons que geram dipolos induzidos que não existiriam nas moléculas isoladas, esses dipolos provocam a atração elétrica entre as moléculas. Referências Bibliográficas •RUSSEL, J.B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1994. V. 1 e 2 (540 R964q – 25ex) •ATKINS, P.; JONES, L. Princípios da Química. São Paulo: Bookman, 2001. (540 A874p- 10ex) •MAHAN, B.M. Química: um curso universitário. São Paulo: Edgard Blucher, 4 ed., 2002. (540 M214q – 15ex)
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