átomo estável

Química Geral
Compostos moleculares e iônicos;
Fórmulas moleculares e mínima;
Ligações químicas.
Profª Simone Noremberg Kunz
2
Moléculas
• Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados
entre si.
• Cada molécula tem uma fórmula química.
• A fórmula química indica
• quais átomos são encontrados na molécula
• em qual proporção eles são encontrados.
• Compostos formados a partir de moléculas são compostos
moleculares.
3
Moléculas
As moléculas que contêm dois átomos ligados entre si são
chamadas moléculas diatômicas.
4
Fórmulas moleculares
 Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula.
 Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e C2H4.
5
Fórmulas mínimas

Fornecem os números e tipos relativos de átomos em
uma molécula.

Isto é, elas fornecem os menores números inteiros
proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula.

Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, HO, CH2.
6
Fórmula estrutural: desenhando as moléculas

As moléculas ocupam um espaço tridimensional.

No
entanto,
normalmente
as
representamos
em
duas
dimensões.

A fórmula estrutural fornece a conectividade entre átomos
individuais na molécula.

A fórmula estrutural pode ou não ser usada para se mostrar a
forma tridimensional da molécula.

Se a fórmula estrutural mostra a forma da molécula, então usa-
se o desenho em perspectiva: o modelo de bola e palito ou o
modelo de preenchimento do espaço.
7
Fórmula estrutural
8
Ligações químicas
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou
mais átomos unidos.
Unem átomos para formar moléculas
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois
átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para
um não-metal.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
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Representação de Lewis
• Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons de
valência em torno do símbolo do elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por
pontos desemparelhados.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
10
Representação de Lewis
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Regra do octeto
• Todos
os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6.
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8
elétrons de valência (4 pares de elétrons).
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
- Elementos de transição e alguns elementos representativos usam
os elétrons (n-1)d em ligações.
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Ligações químicas
Força atrativa: depende do tipo de
ligação;
Força repulsiva: sobreposição das
nuvens eletrônicas
Estado de equilíbrio: quando as duas
forças se anulam.
A energia de ligação (E0) é a energia
mínima necessária para separar
esses dois átomos até uma
distância de separação infinita.
Em um material, cada átomo terá uma
energia (E0) associada a ele.
Materiais com alta (E0) têm alto ponto
de fusão.
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Ligações químicas

Ligações primárias ou intramoleculares
• ligação iônica
• ligação covalente
• ligação metálica

Ligações secundárias ou intermoleculares
• Íon - dipolo
• Dipolo - dipolo
• London (dipolo induzido - dipolo induzido)
• Ligação de hidrogênio
15
Ligação iônica
Forças eletrostáticas atraem os íons de cargas
opostas.
• Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = - 410,9 kJ
16
Ligação iônica
De forma geral:
Metais- Baixa energia de ionização- perdem elétrons
para formar cátions.
Não-metais- valor de afinidade eletrônica negativaganham elétrons para formar ânions.
Cátions e ânions- cargas opostas- atração eletrostática
Ex: Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(g)
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Ligação iônica
• A reação é violentamente exotérmica. Por isto inferimos que o
NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por
quê?

O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou
o elétron para se transformar em Cl-.
• Eletronegatividade
• Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a
configuração do Ar.

Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando
o íon central.
18
Ligação iônica
19
Ligação iônica
O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon
Na+ é circundado por 6 íons Cl-.
Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.
Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
Os íons são empacotados o mais próximo possível.
Não há uma fórmula molecular para descrever a rede
iônica.
20
Ligação iônica
• As configurações eletrônicas dos íons são derivadas da
configuração
eletrônica
dos elementos,
com
o número
necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital
mais acessível.
• As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon
estável:
• Mg: [Ne]3s2
• Mg+: [Ne]3s1
não estável
• Mg2+: [Ne]
estável
• Cl: [Ne]3s23p5
• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
21
Ligação iônica
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem
decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do
3d).
• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons.
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global
em um composto contendo ligações covalentes.
SO42-, NO3-.
Por exemplo,
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Compostos iônicos
• Grande parte das ligações químicas envolvem a transferência de
elétrons entre átomos.
• Exemplo:
• Para formar o NaCl, o átomo de sódio neutro, Na, deve perder um elétron
para se transformar em um cátion: Na+.
• O elétron não pode ser totalmente perdido, dessa forma ele é transferido
para um átomo de cloro, Cl, que então se transforma em um ânion: o Cl-.
• Os íons Na+ e Cl- ligam-se para formar o cloreto de sódio (NaCl), mais
conhecido como sal de cozinha.
23
Ligação iônica
24
Compostos iônicos
Importante: observe que não existem moléculas de NaCl facilmente
identificáveis na rede iônica. Portanto, não podemos usar formulas
moleculares para descrevermos substâncias iônicas.
25
Compostos iônicos
• Considere a formação de um composto que contém Mg2+ e N3- :
• O Mg perde dois elétrons para se transformar em um Mg2+;
• O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar em N3-;
• Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e ganhos
deve ser igual.
• No entanto, o Mg só pode perder elétrons de dois em dois, e o N só pode
receber elétrons de três em três.
26
Compostos iônicos
• O Mg precisa perder 6 elétrons (2 x 3) e o N precisa ganhar esses 6
elétrons (3 x 2).
• 3 átomos de Mg precisam formar 3 íons Mg2+ (totalizando 3 x 2+
cargas), e 2 átomos de N precisam formar 2 íons N3- (totalizando 2 x
3- cargas).
• Portanto, a fórmula é Mg3N2.
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Exercício
Escreva a fórmula mínima dos compostos que
contém os seguintes íons:
a) Pd2+ e Clb) Fe3+ e O2c) Mg2+ e H-
d) Ni2+ e S2e) K+ e N3f) Fe2+ e Brg) Si4+ e O2-
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Ligação covalente
 Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer
perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
 Átomos compartilham pares de elétrons para que cada um atinja
o octeto.
 Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação
química.
 Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando
os dois núcleos de H.
29
Ligação Covalente – Cl - Cl
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Ligação covalente
• Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de
Lewis dos elementos:
Cl + Cl
Cl Cl
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é
representado por uma única linha:
Cl Cl
H F
H O
H
H N H
H
H
H C H
H
31
Ligação covalente
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado
entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
H H
O O
N N
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
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Ligação covalente
Átomo central
• Menor energia de ionização
Ex: CH4
• Arranjar simetricamente os átomos em torno do átomo central
Ex: SO2
OSO e não SOO
• Se um composto é oxoácido, os átomos de H ligam-se aos de O,
que por sua vez ligam-se ao átomo central.
Ex: H2SO4
HClO4
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Ligação covalente coordenada
Uma ligação covalente onde cada átomo ligado contribui
com um elétron do par compartilhado, é denominada ligação
covalente normal
Ex: NH3
No íon amônio (NH4+) um dos átomos de H está ligado ao N
por um par de elétrons proveniente do átomo de N- Ligação
covalente coordenada
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Ligação covalente
Polaridade da ligação
 O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
 Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão
localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
 O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares.
35
Representação esquemática de uma molécula polar
• Dipolos elétricos ocorrem
quando os centros das
cargas positivas não
coincidem com o centro das
cargas negativas em uma
molécula
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Ligação covalente
Eletronegatividade e polaridade de ligação
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é
uma medida da polaridade de ligação:
 as
diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou
quase igual);
 as
diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
 as
diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em
ligações iônicas (transferência de elétrons).
37
Ligação covalente
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
38
39
Desenhando as estruturas de Lewis
 Some os elétrons de valência de todos os átomos.
 Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.
• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
• Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto,
tente ligações múltiplas.
40
Desenhando as estruturas de Lewis
 É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se
a regra do octeto para todos os átomos.

Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga
formal.
 A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se
todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
41
Desenhando as estruturas de Lewis
Para calcular a carga formal:
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos
ao átomo no qual estão localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma
ligação.
42
Carga formal= V- (L + ½S)
V= número de elétrons de valência no átomo livre
L= número de elétrons nos pares isolados
S= número de elétrons compartilhados
43
Desenhando as estruturas de Lewis
A estrutura mais estável tem:
 a carga formal mais baixa em cada átomo,
 a
carga
formal
eletronegativos.
mais
negativa
nos
átomos
mais
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Estruturas de ressonância
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas
de Lewis.
• Exemplo:
experimentalmente, o ozônio tem duas ligações
idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples
(mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
O
O
O
45
Estruturas de ressonância
46
Estruturas de ressonância
As estruturas de ressonância são tentativas de representar
uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades
extremas.
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Estruturas de ressonância
 O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal.
Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de
hidrogênio.
 Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.
 A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C
têm o mesmo comprimento.
 Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
48
Estruturas de ressonância
 Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de
tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de
C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o
anel:
 O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas
chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro).
49
Ligação metálica
Propriedades físicas dos metais
 Importantes propriedades físicas dos metais puros: maleáveis, dúcteis,
bons condutores e frios ao tato.
 A maioria dos metais é sólido com átomos em um empacotamento
denso.
 No Cobre, cada átomo está rodeado por 12 vizinhos.
 Não existem elétrons suficientes para que os átomos metálicos estejam
ligados covalentemente entre si.
50
Modelo da Ligação Metálica
51
Ilustração esquemática da ligação metálica
• Estrutura formada por íons
positivos e elétrons livres
de valência que formam
uma “nuvem eletrônica”
que circula livremente
entre os íons positivos
52
Ligação metálica
Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica
 Os elétrons de valência não se encontram ligados a qualquer átomo em particular
no sólido, pertencem ao metal como um todo, e estão mais ou menos livres para
se movimentar por todo o material.
 Formam um "mar de elétrons" ou "nuvem de elétrons".
 Os outros elétrons (não de valência), juntamente com os núcleos, formam os
núcleos iônicos que possuem carga líquida positiva que neutralizam os elétrons
livres.
Propriedades como
a condutividade
térmica e elétrica e
a fratura dúctil
podem ser
explicadas por este
modelo de ligação.
53
Propriedades associadas as ligações metálicas
 Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons podem se
mover em presença de uma f.e.m. ou de um gradiente de
temperatura.
 Permitem grande deformação plástica pois as ligações são
móveis ou seja não são rígidas como as iônicas e as covalentes
 Possuem o brilho metálico, como os elétrons são muito móveis
trocam de nível energético com facilidade emitindo fótons

São sempre opacos: pela mesma razão acima mas nesse caso
absorvendo a luz incidente
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Forças intermoleculares
• Forças entre moléculas, diferente das ligações entre átomos.
Propriedades físicas dos líquidos
Estrutura e propriedades físicas dos sólidos
Fases da matéria- Ex Carbono: diamante, duro e transparente; grafita,
mole e preta.
• Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as ligações
(por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1 para o HCl).
• Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças
intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).
55
Ligações intermoleculares
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Ligações intermoleculares
 Também chamadas de forças de van der Waals.
 Essas ligações, embora fracas, alteram propriedades como ponto de
fusão e de ebulição em materiais onde atuam.
 Elétrons não são doados nem compartilhados.
 A ligação é gerada por assimetrias na distribuição de cargas no átomo
que criam dipolos.
57
Ilustração esquemática da ligação de
van der waals
• São ligações secundárias
fracas que estão
relacionadas a atração de
dipolos elétricos
58
Ligações intermoleculares
Forças Íon - Dipolo
• A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, solução de sal
em água).
• São fortes para íons pequenos com carga elevada.
59
Ligações intermoleculares
Forças Dipolo - Dipolo
• As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras.
• Mais fracas do que as forças íon-dipolo.
• Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando
as moléculas se movimentam.
• Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo
tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da
polaridade.
60
Ligações intermoleculares
Forças Dipolo - Dipolo
61
Ligações intermoleculares
Forças Dipolo - Dipolo
62
Ligações intermoleculares
Forças de dispersão de London ou dipolos induzidos
• A mais fraca de todas as forças intermoleculares.
• É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem.
• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula
adjacente (ou átomo).
• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.
• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo
ou induzido).
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Ligações por dipolos induzidos
64
Ligações intermoleculares
Forças de dispersão de London
•
Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma
molécula (ou átomo) adjacente.
•
As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de
dispersão de London.
65
Ligações intermoleculares
Forças de dispersão de London
• Polarizabilidade: facilidade com que a distribuição de cargas em uma
molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo.
• Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de elétrons) mais
polarizável ela é.
• As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa
molecular aumenta.
• Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas.
• As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula.
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Ligações intermoleculares
Forças de dispersão de London
• Quanto maior for a área de superfície disponível para contato,
maiores são as forças de dispersão.
• As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são
menores do que entre as moléculas com formato de cilíndricas.
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Ligações intermoleculares
Ligação de hidrogênio
 Caso especial de forças dipolo-dipolo.
 A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com
ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos.
 H ligado a um elemento eletronegativo (mais importante para compostos
de F, O e N).
• Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se muito mais
próximos do X do que do H.
• H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H δ+ apresenta um
próton quase descoberto.
 Consequentemente, as ligações de H são fortes.
68
Ligações intermoleculares
Ligação de hidrogênio
Átomos de H ligados à átomos de O, N e F
Tipo mais forte de força intermolecular
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Ligações intermoleculares
Ligação de hidrogênio
A água é uma molécula polar, pois o oxigênio é mais eletronegativo
do que o hidrogênio, e, então, os elétrons são atraídos para o próximo
oxigênio.
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Ligações intermoleculares
Ligação de hidrogênio
Atração por pontes de hidrogênio entre moléculas de água
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Representação esquemática da ligação de Van der
Waals para o ácido fluorídrico
72
Quais forças intermoleculares estão presentes entre as moléculas
1. C2H6
2. H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ OH
3. H2C ─ CH2 ─ CH2
│
│
OH
OH
4. C3H8
5. H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ OH e Na+
Dadas as substâncias, qual apresenta maior ponto de ebulição?
1.
CH4
2.
SO2
3.
H2O
4.
Cl2
5.
HCl
73
O dióxido de carbono é um gás presente na atmosfera e nos extintores
de incêndio. Qual ligação está presente entre os seus átomos? E suas
moléculas estão unidas por que tipo de ligação?
A alternativa que apresenta somente moléculas polares é:
a) N2 e H2
b) H2O e NH3
c) PH3 e CO2
d) H2S e CCl4
e) CH4 e HCl
74
A compreensão das interações intermoleculares é importante para a
racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas, bem como para o
entendimento dos processos de reconhecimento molecular que ocorrem nos sistemas
biológicos. A tabela abaixo apresenta as temperaturas de ebulição (TE), para três
líquidos à pressão atmosférica. Com relação aos dados apresentados na tabela
abaixo, podemos afirmar que:
a) as interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas
presentes na água.
b) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas
presentes na acetona.
c) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes.
d) a magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos.
e) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas
presentes na água.