Aula 10 – 26/mai – Marcelo Ligação iônica versus

Aula 10 – 26/mai – Marcelo
Ligação iônica versus ligação covalente
Veja as ligações esquematizadas abaixo, cada qual acompanhada do respectivo valor de
diferença (Δ, delta) entre as eletronegatividades de ambos os átomos. À medida em que a
diferença de eletronegatividade aumenta, os elétrons passam a ser cada vez mais
predominantemente atraídos por um dos átomos.
http://www.mundodaquimica.com.br/2012/08/ligacao-ionica-x-ligacao-covalente/
Assim, a ligação iônica pode ser encarada como um caso extremo da ligação covalente
polar, em que a diferença de eletronegatividade é tão grande que o elétron é transferido de
um átomo para outro em vez de ser compartilhado por ambos.
A fronteira entre a ligação covalente e a iônica não é algo extremamente claro e bemdefinido. De modo geral, pode-se considerar que valores de Δ acima de 2 indicam ligação
com forte caráter iônico. E valores de Δ abaixo de 1,5 indicam ligação com caráter
predominantemente covalente.
Ligação Metálica: realizada entre átomos de metais.
Os retículos cristalinos dos metais sólidos consistem em um agrupamento de cátion fixos
unidos por elétrons livres da camada de valência (lembre-se que os metais possuem
baixa eletronegatividade e elevada tendência de perder elétrons). A interação resultante
entre os cátions fixos e os elétrons livres estabelece a ligação metálica. O modelo da ligação
metálica é conhecido como “mar de elétrons” em que tem-se um aglomerado de cátions
fixos unidos por um verdadeiro “mar de elétrons”. Este tipo de estrutura é responsável pela
forma cristalina dos metais e explica sua grande capacidade de conduzir corrente elétrica,
tanto no estado sólido quanto no estado líquido.
http://www.wonderwhizkids.com/conceptmaps/metallic_bond.html
[acima, representação dos cátions Ag+ rodeados pelo mar de elétrons]
Ligas metálicas: mistura de sólida de dois ou mais elementos sendo que a totalidade (ou
pelo menos a maior parte) dos átomos presentes é de elementos metálicos.
O uso de ligas metálicas se justifica uma vez que, na maioria das vezes, os metais puros
não possuem as características adequadas para determinadas aplicações. Assim,
adicionando-se certos elementos ao metal puro, pode-se alterar as seguintes propriedades:
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Ponto de fusão;
Dureza;
Resistência mecânica;
Resistência à corrosão.. etc!
Exemplos:
Bronze: 90% cobre e 10% estanho.
Latão: 67% cobre e 33% zinco.
Aço: ferro e no máximo 2% de carbono.
Aço inoxidável: adição de cromo e níquel ao aço comum.
Chumbo para solda: 67% chumbo e 33% estanho.
Ouro 18 quilates: 75% ouro, 12,5% de prata e 12,5% de cobre.
Moeda comum: 75% cobre e 25% níquel.
Propriedades características dos metais:
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Brilho;
Alta condutividade térmica e elétrica;
Elevados pontos de fusão e ebulição;
Maleáveis;
Dúcteis (fáceis de transformar em fios);
Resistência à tração...
Interações intermoleculares: quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares,
maior será a energia necessária para provocar mudança de estado e, consequentemente,
maiores serão os pontos de fusão e de ebulição dos compostos moleculares.
Um experimento bastante simples que permite relacionar as forças intermoleculares e a
mudança de estado físico é o seguinte:
Imagine que temos dois recipientes, um contendo água e outro contendo acetona [ambos no
estado líquido]. Após certo tempo, veremos que a acetona evaporou mais rapidamente do
que a água. Este fato evidencia que as forças intermoleculares existentes na acetona são
mais fracas do que as existentes na água.
O
H3C
C
CH3  molécula de acetona
Mas quais são estas forças? As forças intermoleculares que atuarão em uma molécula
dependem da polaridade desta molécula. Água e acetona são moléculas polares. Então
porque há esta diferença de intensidade de forças intermoleculares entre elas? Abaixo
temos as forças atuantes em moléculas polares e apolares.
Moléculas polares: (1) ligação de hidrogênio e (2) dipolo-dipolo;
Moléculas apolares: (3) dipolo instantâneo-dipolo induzido*.
*este tipo de força intermolecular está presente em todos os compostos moleculares, seja ele apolar
ou polar.
Intensidade das interações*: (1) > (2) > (3)
*para substâncias de massa molar semelhante [já veremos isto mais adiante].
(1) Ligação de Hidrogênio: ocorre apenas quando o átomo de hidrogênio estiver ligado
diretamente ao átomo de flúor (F), O (oxigênio) ou N (nitrogênio).
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
É a força intermolecular de maior intensidade;
O hidrogênio interage com o par de elétrons de outra molécula vizinha;
Pode ser considerado um exemplo extremo da interação de dipolo-dipolo.
Ex: H2O, HF, NH3, etc.
http://emanaoeumaavestruz.blogspot.com.br/2011/08/definicao-de-ligacao-de-hidrogenio.html
http://exercicios.brasilescola.com/quimica/exercicios-sobre-ligacoes-hidrogenio.htm
http://www.quiprocura.net/ligacao/liga13.htm
Então, vimos que cada molécula de água tem a capacidade de fazer duas ligações de
hidrogênio [lembrando que esta força intermolecular é a mais forte que existe]. Por outro
lado, a molécula de acetona não possui esta capacidade de formar ligação de hidrogênio,
uma vez que não há átomo de hidrogênio ligado diretamente a F, O ou N. Bom, se a
acetona é polar e não faz ligação de hidrogênio, logo, a força intermolecular predominante
em suas moléculas é a dipolo-dipolo.
(2) Dipolo-dipolo: interação por dipolos elétricos. Atração entre negativo e positivo.
Ex: acetona, HCl (ácido clorídrico), etc.
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAgQYMAH/quimica-organica?part=3
http://www.alunosonline.com.br/quimica/forcas-intermoleculares-ou-forcas-van-der-waals.html
(3) Dipolo instantâneo-dipolo induzido (também conhecido por forças de Van der Waals
ou forças de dispersão de London): as cargas elétricas de uma molécula apolar estão
distribuídas de modo a se anularem na molécula (sem polos, APOLAR). Em um
determinado momento, os elétrons desta molécula se concentração mais de um lado do que
de outro lado da molécula (dipolo instantâneo), fazendo com que a molécula fique
momentaneamente polarizada. Desse modo, por indução elétrica, esta molécula irá polarizar
uma molécula vizinha, ou seja, vai criar um dipolo induzido. Por isso chama-se dipolo
instantâneo-dipolo induzido.
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Única força que acontece entre moléculas apolares [mas também está presente nas
moléculas polares];
Muito fracas.
Ex: O2, H2, I2, Cl2, CH4, etc.
http://www.alunosonline.com.br/quimica/forcas-intermoleculares-ou-forcas-van-der-waals.html
Exercícios:
1) (FCMSC-SP) Na escala de eletronegatividade, tem-se:
Esses dados permitem afirmar que, entre as substâncias a seguir, a mais polar é:
a) O2(g)
b) LiBr(g)
c) NO(g)
d) HBr(g)
e) Li2(g)
2) (PUC-Camp, adaptada) As gorduras podem ser retiradas de uma superfície vítrea com
uma solução de água + detergente. Nesse caso, a gordura é retirada porque forma ligações:
a) de Van de Waals, intramoleculares com a água.
b) de hidrogênio, intramoleculares com o detergente.
c) dipolo-dipolo, intermoleculares com a água.
d) de Van der Waals, intermoleculares com o detergente.
e) de hidrogênio, intermoleculares com a água.
4) (Unesp-SP) Dentre as afirmativas abaixo, assinalar a que contém a afirmação incorreta.
a) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre dois
átomos.
b) O composto covalente HCℓ é polar, devido à diferença de eletronegatividade existente
entre os átomos de hidrogênio e cloro.
c) O composto formado entre um metal alcalino e halogênio é covalente.
d) A substância da fórmula Br2 é apolar.
e) A substância da fórmula CaI2 é iônica.
5) (UEL-PR) O dissulfeto de hidrogênio H2S2, substância muito solúvel, tem estrutura
semelhante à do peróxido de hidrogênio. Na molécula de dissulfeto, os átomos H e S e os
átomos S e S estão unidos, respectivamente, por ligações:
a) iônica e covalente polar.
b) iônica e covalente coordenada.
c) covalente polar e covalente polar.
d) covalente polar e covalente apolar.
e) covalente coordenada e covalente polar.
6) (UFSC) O gelo-seco corresponde ao CO2 solidificado, cuja fórmula estrutural é O = C = O.
O estado sólido é explicado por uma única proposição correta. Assinale-a:
a) Forças de Van der Waals entre moléculas fortemente polares de CO2.
b) Pontes de hidrogênio entre moléculas do CO2.
c) Pontes de hidrogênio entre a água e o CO2.
d) Forças de Van der Waals entre moléculas apolares do CO2.
e) Interações fortes entre os dipolos na molécula do CO2.