Ligações Químicas

CPV- Ceasm
Quimica I
Ligações químicas, nox e funções inorgânicas
Profa Carine
- Ligação iônica ou eletrovalente > ocorre entre os metais e ametais / metais com hidrogênio.
Para que serve a ligação iônica? para os átomos atingirem a estabilidade eletrônica, igual a de
um gás nobre. Como é realizada? Transferência de elétrons.
Observe a distribuição dos gases nobres:
2 He
10Ne
18Ar
36Kr
Xe
86Rn
54
1s2
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
Eles são considerados átomos estáveis porque possuem oito elétrons na camada mais externa,
exceto o elemento He (hélio) que possui dois elétrons, esse estudo recebeu o nome de Teoria do
Octeto que afirma: para que o átomo seja estável ele deve possuir oito elétrons na camada de
valência. A partir dessas configurações iremos determinar a ligação iônica:
Ex: Na e Cl
* Na (metal)
Cl(ametal)
1s2 2s2 2p6 3s1
Observe a configuração do sódio, com qual gás nobre ele mais se parece?
-Com o neônio, e o que ele precisa fazer para ficar igual ao neônio?
*Perder o elétron do subnível mais energético.
11Na
2
2
6
Perdendo ele ficará assim:
11Na 1s 2s 2p
Com a perda desse elétron ele adquire carga 1+
ficando assim -- Na+
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Observe a configuração do cloro, com qual gás nobre ele mais se parece?
- Com o argônio e o que ele deve fazer para ficar igual ao gás nobre?
Ganhar mais um elétron para completar o nível mais energético.
17Cl
Ganhando ele ficará assim: 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ganhando esse elétron ele adquire carga 1- ficando ClFinalmente para concluirmos a ligação iônica é necessário fazer a transferência de elétrons,
pegamos os dois íons formados Na+ e Cl-
Ligação covalente ou molecular > ocorre entre ametais e ametais ou hidrogênio e ametais
Para que serve essa ligação? para os átomos atingirem a estabilidade eletrônica, igual a de um
gás nobre.
Como é realizada? Pelo compartilhamento de elétrons
No exemplo anterior vimos que o elemento químico Cl(cloro) precisa de um elétron para
completar a regra do octeto e ficar com oito elétrons.
Para que a ligação covalente se estabeleça esse cloro deve se unir a um outro cloro que por sua
vez está na mesma condição, ou seja os dois precisam receber um elétron
Vamos representar como são essas ligações:
a)
Cl
Cl
d) H
Cl
b)
O
O
e)
N
N
c)
H
f)
O
O
H
C
O
a partir desses dados iremos representar as fórmulas:
* Molecular
* Eletrônica (que é mais conhecida como fórmula de Lewis)
* Estrutural
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Nas moléculas formadas por átomos de um mesmo elemento químico (substâncias
simples), por exemplo, gás hidrogênio (H2) ou gás cloro (Cl2), o par eletrônico compartilhado
pelos átomos origina uma nuvem eletrônica que se distribui uniformemente ao redor dos
núcleos dos átomos participantes da ligação. Nos dois exemplos mencionados, os átomos
ligados sendo do mesmo elemento químico, possuem a mesma eletronegatividade, exercendo a
mesma atração sobre os elétrons da ligação. Podemos concluir então, que nas ligações entre
átomos de mesma eletronegatividade, não ocorre acúmulo de elétrons em nenhuma região, ou
seja, não há formação de pólos.
Na molécula de gás clorídrico (HCl), por exemplo, a nuvem eletrônica está mais deslocada
no sentido do átomo de cloro, pois ele é mais eletronegativo que o hidrogênio. Isto acarreta a
formação de uma região negativa, em torno do cloro, denominada pólo negativo (carga parcial
negativa) e representada pela letra grega delta δ - . Como consequência, ao redor do átomo de
hidrogênio (menos eletronegativo) forma-se uma região de baixa densidade eletrônica
denominada pólo positivo (carga parcial positiva) e representada por δ+.
Comparando a molécula de HCl com a molécula de HF (gás fluorídrico), nota-se que a
polarização é mais acentuada no HF, devido à maior diferença de eletronegatividade entre os
átomos participantes da ligação.
Caráter de uma ligação
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade ( Δ ) entre os átomos participantes
de uma ligação, maior será a polarização da ligação; portanto, mais acentuado será seu caráter
iônico. Vejamos alguns exemplos, utilizando os valores estabelecidos por Pauling para a
eletronegatividade:
Pauling estabeleceu que o valor de 1,7 para Δ corresponde a uma ligação onde o caráter
iônico equivale ao caráter covalente. Assim:
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Do estudo de ligações, concluímos que, fundamentalmente há dois tipos de substâncias: as
iônicas – onde há presença de cargas reais devido aos cátions e ânions e as moleculares - onde
não há formação de íons, logo não é possível falar em cargas reais. O número que mede essa
carga aparente, presente nas substâncias moleculares que possuem ligações polares, bem como a
carga do íon, chama-se número ou estado de oxidação. Generalizando, podemos dizer que:
Regras para atribuição de nox
Veremos, a seguir, um conjunto de regras que permite a determinação dos números de
oxidação de uma maneira bastante simples.
1. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual a zero
2. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.
3. Num íon composto, o somatório dos nox é igual à carga do íon.
4. A soma dos nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular
é sempre igual a zero.
5. Existem elementos que apresentam nox fixo em seus compostos.
*Metais alcalinos (família IA – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): seu nox é sempre igual a +1.
*Metais alcalino-terrosos (família IIA –Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): seu nox é sempre igual a +2.
* Os metais prata (Ag), zinco (Zn) e alumínio (Al): Ag = +1 Zn = +2 Al = +3
* O elemento flúor (F), por ser o mais eletronegativo de todos os elementos, sempre terá a
tendência de receber um elétron; consequentemente, seu nox será sempre igual a - 1.
6. O nox do elemento hidrogênio pode ser +1 e -1.
* O nox do hidrogênio será +1 quando ele estiver ligado a um elemento mais eletronegativo e
será - 1 quando estiver ligado a um elemento mais eletropositivo.
7.O nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos compostos, é igual a -2 .
* Quando o oxigênio se liga ao flúor, originando o composto OF2, o oxigênio apresenta nox
igual a +2, pois o flúor sempre apresenta nox igual a -1 e a soma dos nox deve ser sempre igual
a zero.
* Quando o elemento oxigênio participa de compostos binários, que apresentam o grupo (O2)2 ,
denominados peróxidos, o seu nox será igual a -1. É fácil descobrir se o nox do oxigênio no
composto binário é -1, pois estará ligado a um elemento que possui sempre nox fixo (grupos IA
e IIA), logo, ele será a incógnita.
8. Os halogênios apresentam nox igual a 1 quando combinados com metais ou hidrogênio,
em compostos binários.
Determinação do nox
Com o auxílio das regras acima, podemos atribuir o nox dos átomos participantes de uma
infinidade de substâncias moleculares e de compostos e grupamentos iônicos.
Nox dos átomos em compostos moleculares
* Como descobrir o número de oxidação do fósforo na substância H3PO4?
Como o hidrogênio está ligado a elementos mais eletronegativos, seu nox é +1, enquanto que o
nox do oxigênio é -2. Sabendo que o somatório dos nox de todos os átomos deverá ser igual a
zero, podemos determinar o nox do fósforo ( P ) através da equação : 3 · (+1) + x + 4 · (- 2) = 0
onde x representa a carga apresentada pelo fósforo na substância. Resolvendo temos : x = + 5.
* Vamos determinar o nox do enxofre no composto iônico Al2(SO4)3, sabendo que são
conhecidos os nox : Al = +3 e O = - 2.
Denominando de x a carga do enxofre, teremos a equação: 2 · (+3) + 3 x + 12 · (-2) = 0
Resolvendo a equação determinamos x como sendo +6.
Nox dos átomos em íons compostos
Um íon composto é o produto da combinação de espécies químicas que apresentam carga +
ou devido à "perda" ou "ganho" de elétrons pelo agrupamento. Assim, a carga do íon composto
corresponde à soma algébrica de todos os nox dos átomos constituintes.Vejamos alguns
exemplos:
Cr2O7 2- íon dicromato: Nox conhecido : O = - 2 Carga do íon = 2- nox do Cr = ?
Considerando que a carga do íon é - 2 e denominando de x a carga do cromo, teremos a
equação: 2 x + 7 · (-2) = 2 onde x = + 6.
NH4+ cátion amônio: Nox conhecido : H = +1 Carga do íon = 1+ nox do N = ?
Considerando que a carga do íon é 1+ e denominando de x a carga do nitrogênio, teremos a
equação: x + 4 · (+1) = +1 onde x = 3.
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Dissociação
A dissociação iônica é uma propriedade característica de substâncias iônicas. Estas
substâncias, formadas por um aglomerado de íons unidos por força eletrostática, ao interagirem
com água têm seus íons separados e hidratados. Os íons, agora livres, possuem a capacidade de
se movimentar e se orientar quando sujeitos à ação de um campo elétrico externo. Veja, por
exemplo, o que ocorre quando dissolvemos cloreto de sódio (NaCl ) em água.
IONIZAÇÃO
A ionização é uma propriedade característica de algumas substâncias moleculares que, ao
entrarem em contato com a água, interagem dando origem a íons. Vejamos, por exemplo, o gás
clorídrico ( HCl ),observe que o hidrogênio está ligado ao ametal cloro e que há diferença de
eletronegatividade entre o H e o Cl, caracterizando uma polaridade na molécula. Quando esta
molécula é dissolvida em água se transforma em íons H+ e Cl - , dizemos que o HCl sofreu
ionização.
ÁCIDOS:
Substâncias que, em solução aquosa, liberam como cátions somente íons H3O + (hidrônio).
Exemplos:
De acordo com Arrhenius, apenas se pode definir uma substância como ácido se, em
solução aquosa, ela produzir, como cátions, somente íons H3O+(ou simplificadamente H +) .
Como as substâncias que se enquadram nesta classificação são moleculares, a produção de íons
ocorre através do processo de ionização.
Nomenclatura
Exercício: Dê a nomenclatura dos seguintes ácidos
H2S >
HCl >
HNO3 >
H2SO4 >
BASES:
Bases são substâncias que, em solução aquosa, liberam um único tipo de ânion: o íon OH(hidroxila) As principais bases inorgânicas são hidróxidos, que são iônicos e possuem cátions
de metais ligados ao grupamento OH - consequentemente, em solução aquosa, sofrem
dissociação iônica.
NaOH (s)
→ Na+ + OHCa(OH)2 (s)
→ Ca 2+ + 2OHAl(OH)3 (s)
→ Al 3+ + 3OH-
Nomenclatura
 Se o elemento ligado à hidroxila tem nox fixo
Ti(OH)4 >
NaOH >
Fe(OH) 2 >
Mg(OH)2 >
SAIS:
Substâncias que, em solução aquosa, produzem pelo menos um cátion diferente do H + e
pelo menos um ânion diferente do OH - . Assim como os hidróxidos, os sais também são
compostos formados por aglomerados de íons e a água provoca, simplesmente, a separação
destes íons, ou seja, sua dissociação.
Exemplos:
NaCl(s) → Na + (aq) + Cl- (aq)
KNO3(s) → K +(aq) + NO 3 - (aq)
NaHCO3(s) → Na +(aq) + HCO3
-
(aq)
Nomenclatura
Para determinar o nome dos sais utiliza-se o seguinte esquema:
Exemplos:
SnCl2
>
KNO3
>
CuSO4 >
Fe2(SO4)3 >
K2Cr2O7 >
CaCO3 >
NaF >
NaNO3
Resumindo
* Ionização: Não há íons incialmente, em presença do solvente... Haverá FORMAÇÃO DE
ÍONS!
* Dissociação: Há íons "juntos" inicialmente, em presença do solvente... Haverá
SEPARAÇÃO DE ÍONS
* Sais e Bases : por serem compostos iônicos, sofrem dissociação quando em solução.
Ex: CaCO3 (Carbonato de cálcio)
Al(OH)3 (Hidróxido de Alumínio)
Ca(OH)2 (Hidróxido de Cálcio)
NaCl (Cloreto de Sódio)
* Ácidos: por serem compostos moleculares, sofrem ionização quando em solução.
Ex: HCl (Ácido Clorídrico)
H2SO4 (Ácido Sulfúrico)
ÓXIDOS:
Os óxidos são substâncias presentes no nosso dia a dia, um bom exemplo de óxido é o gás
carbônico expelido na respiração. A seguir veremos outros tipos de óxidos.
Definição
Substâncias binárias (formadas por dois elementos) de oxigênio, onde o oxigênio é o elemento
mais eletronegativo entre eles. Os compostos OF2 e O2F2 não são considerados óxidos porque o
elemento flúor é o mais eletronegativo que o elemento oxigênio.
Classificação e reações os óxidos
Óxidos básicos
São óxidos iônicos sólidos, formados por metais alcalinos, alcalino-terrosos e por metais
que apresentam número de oxidação baixo (+1 e +2). Como exceção a essa regra, temos o óxido
formado pelo zinco que, apesar de possuir nox fixo +2, forma óxido anfótero. Os óxidos de
estanho e chumbo (quando estes apresentam nox +2 ) também possuem caráter anfótero.
Ex: Na2O, MgO, K2O, CaO, CrO, FeO, Ag2O. Os óxidos básicos fazem as seguintes reações
características: Reagem com água produzindo hidróxido.
K2O + H2O → 2 KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
FeO + H2O → Fe(OH)2
Óxidos ácidos ou anidridos
São óxidos moleculares gasosos formados por ametais, boro, silício metais de transição
que apresentem número de oxidação elevado (+5, +6, +7). Também são chamados de anidridos
de ácidos por serem compostos que podem ser obtidos pela eliminação total de água de um
ácido oxigenado. Ex: CO2, SO3, Cl2O3, P2O5, CrO3, Mn2O7, SiO2 .Os óxidos ácidos fazem as
seguintes reações características: Reagem com água produzindo ácidos oxigenados.
CO2 + H2O → H2CO3 (aq)
SO2 + H2O → H2SO4 (aq)
CrO3 + H2O → H2CrO4(aq)
OBS:
CO, N2O e NO são formados por ametais, mas são classificados como óxidos neutros ou
indiferentes, pois não reagem com água, ácidos ou bases.
Nomenclatura
Leva em conta o número de átomos presente no óxido. Através de prefixos, é indicado o
número de átomos de oxigênio e o número de átomos do elemento ligado a ele.
Ligas metálicas