1.
Tópico 5- Ligações Químicas
INFORMAÇÃO
SOBRE
O
PRÓXIMO
ASSUNTO
Nesse
próximo
assunto,
você
vai
examinar
as
relações
entre
estrutura
eletrônica,
forças
de
ligações
químicas
e
tipos
de
ligações
químicas.
Veremos
também
como
as
propriedades
das
substâncias
iônicas
e
covalentes
são
originadas
a
partir
das
distribuições
de
carga
eletrônica
nos
átomos,
íons
e
moléculas.
Este
assunto
vai
ser
dividido
em
duas
partes.

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Ligações
Químicas
Metas
da
aula
Diferenciar
os
diferentes
tipos
de
ligações
químicas
e
quais
as
ligações
estão
presentes
nas
substâncias
químicas.
Representar
as
ligações
presentes
nessas
substâncias
por
símbolos.
Conhecer
os
fatores
que
influência
as
forças
das
ligações
químicas.
.
Objetivos
Esperamos
que,
ao
final
desta
aula,
você
seja
capaz
de:
•
Identificar
quais
os
tipos
de
ligações
presentes
nas
substâncias
químicas.
•
Utilizar
as
estruturas
eletrônicas
dos
átomos
envolvidos
e
a
regra
do
octeto
para
representar
as
ligações
das
substâncias
pelos
símbolos
de
Lewis.
as
substâncias
como
covalente
polar
e
apolar,
de
acordo
com
a
diferença
de
eletronegatividade
dos
átomos.
•
Calcular
a
carga
formal
dos
átomos
nas
ligações
covalentes,
e
usar
para
escolher
a
estrutura
mais
plausível.
•
Conhecer
os
fatores
que
influência
as
forças
das
ligações
Iônicas
e
covalentes.
Aula 5 - Ligações químicas
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5.1 Conceitos
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-
metal.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos.
Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Os exemplos mais
familiares de ligações covalentes são vistos nas interações entre elementos não-
metálicos. Exemplo: Br2; C12H22O11.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. São
encontradas em metais como o cobre, ferro, alumínio. Nesses metais cada átomo
está ligado a vários átomos vizinhos. Os elétrons ligantes estão relativamente
livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal. As ligações
metálicas dão origem a tais propriedades metálicas como altas condutividades
elétricas e brilho. Exemplo: Au; Cu
5.2 Símbolos de Lewis
O químico americano G. N. Lewis sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons
de valência dos átomos.
O símbolo do elemento representa o núcleo e os elétrons das camadas internas. Os
elétrons da camada de valência são representados por pontos, que são colocados em
torno do símbolo.
• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um
átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos
desemparelhados.
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do
símbolo do elemento.
5.3 A regra do octeto
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• Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível.
Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade.
• Os átomos frequentemente ganham, perdem ou compartilham seus elétrons para
atingir o número de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela
periódica.
• 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).
• Um octeto de elétrons que cerca um átomo é considerado uma configuração
estável.
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6.
• Os gases nobres têm distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciados
por suas altas energias de ionização, baixas afinidades por elétrons e deficiência
geral de reatividade.
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
5.4 Ligação Iônica
Resulta da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro.
O termo ligação iônica refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas
de sinais opostos. Ocorre quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de
valência de um átomo para a camada de valência para outro átomo.
O átomo que perde um ou mais elétrons torna-se um íon positivo (cátion), enquanto que
o átomo que ganha elétrons torna-se negativamente carregado, um ânion.
As substâncias iônicas geralmente são resultantes da interação de metais do lado
esquerdo da tabela periódica, com não-metais do lado direito (excluindo-se os gases
nobres, do grupo 8A). Exemplo: NaCl; NiO.
Quando o sódio metálico, Na(s), é colocado em contato com o gás cloro, Cl2(g), ocorre
uma reação fortemente exotérmica, liberando tanto calor quanto luz.
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = - 410,9 kJ
O cloreto de sódio é composto de íons Na+ e Cl-, arranjados em uma rede tridimensional
regular.
A formação do Na+ a partir do Na e de Cl- a partir de Cl2 indica que o átomo de sódio
perdeu um elétron e um átomo de cloro ganhou um. A transferência de elétrons para
formar íons de cargas opostas ocorre quando átomos envolvidos diferem enormemente
em suas atrações por elétrons. O NaCl é um composto comum porque consiste em um
metal de baixa energia de ionização e um não-metal com alta afinidade por elétrons.
5.5 Energias envolvidas na formação da ligação iônica
A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de
cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com
que eles formem um arranjo ou rede. Uma medida da quantidade de energia necessária
para a estabilização que se obtém quando os íons de cargas opostas são agrupados em
um composto iônico é dada pela energia de rede.
Energia de rede é a energia requerida para separar completamente um mol de um
composto iônico em íons gasosos.
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NaCl(s) → Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hrede = + 788 kJ /mol (endotérmico)
O processo oposto, portanto, a aproximação do Na+ (g) + Cl- (g) para formar NaCl(s) é
altamente exotérmico (∆H = - 788 kJ /mol).
O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons, de seus tamanhos
e de seus arranjos no sólido. O estudo da Termoquímica nos mostra que a energia de
interação entre duas partículas carregadas é dada por:
Q1Q2
El = κ
d
Onde:
Q1 e Q2 são as cargas nas partículas;
d é a distancia entre seus centros e
k é uma constante, 8,99 × 109 Jm/C2.
A equação anterior indica que as interações de atração entre dois íons com cargas de
sinais contrários aumentam à medida que os módulos de suas cargas também aumentam
e que a distância de seus centros diminui, isto é, que seus raios diminuem, lembrando
que os tamanhos dos íons aumentam à medida que descemos um grupo na tabela
periódica.
Energias de rede de alguns compostos iônicos
Energia de rede Energia de rede
Composto (kJ/mol) Composto (kJ/mol)
LiF 1030 KBr 671
LiCl 834 CsCl 657
LiI 730 CsI 600
NaF 910 MgCl2 2326
NaCl 788 SrCl2 2127
NaBr 732 MgO 3795
NaI 682 CaO 3414
KF 808 SrO 3217
KCl 701 ScN 7547
5.6 Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
O estudo das energias envolvidas na formação da ligação iônica ajuda a explicar a
tendência que muitos íons possuem da adquirir configurações eletrônicas de gás nobre.
Por exemplo, o sódio perde rapidamente um elétron para formar Na+, que tem a mesma
configuração eletrônica do Ne:
Na 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1
Na+ 1s2 2s2 2p6 = [Ne]
Mesmo que a energia de rede aumente com o aumento da carga iônica, nunca
encontraremos compostos iônicos que contenham íons Na2+. O segundo elétron a ser
removido teria de vir de um nível mais interno do átomo de sódio, que requer uma
quantidade muito grande de energia. O aumento da energia de rede não é suficiente para
compensar a energia necessária à remoção de um elétron de um nível mais interno.
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Assim, o sódio e os outros elementos metálicos do grupo 1A são encontrados em
substâncias iônicas com apenas íons 1+.
Do mesmo modo, a adição de elétrons aos não-metais é exotérmica ou apenas
ligeiramente endotérmica desde que os elétrons sejam adicionados ao nível de valência.
Portanto, um átomo de cloro recebe facilmente um elétron para formar Cl-, que tem a
mesma configuração eletrônica do Ar:
Cl 1s2 2s2 2p6 3s23p5 = [Ne] 3s23p5
Cl- 1s2 2s2 2p6 3s23p6 = [Ne] 3s23p6 = [Ar]
Um segundo elétron teria que ser adicionado ao próximo maior nível do átomo de cloro,
que seria energicamente muito desfavorável. Conseqüentemente, nunca observaremos
Cl2- em compostos iônicos.
As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável:
• Mg: [Ne]3s2
• Mg+: [Ne]3s1 não estável
• Mg2+: [Ne] estável
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• Cl: [Ne]3s 3p
• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
5.7 Íons de metais de transição
Como as energias de ionização aumentam de forma rápida para cada elétron removido
sucessivamente, as energias de rede dos compostos iônicos são em geral grandes o
suficiente para compensar apenas a perda de três elétrons dos átomos. Naturalmente,
encontramos cátions com cargas 1+, 2+ ou 3+ em compostos iônicos. Entretanto,
muitos metais de transição têm mais de três elétrons além do cerne do gás nobre.
Para formação do cátion precisamos lembrar que quando os elétrons são removidos de
um átomo para formar um cátion, eles sempre são removidos primeiro do orbital com
maior número quântico principal disponível, n. Portanto, para formar íons, os metais de
transição perdem primeiro os elétrons s do nível de valência, em seguida, tantos elétrons
d quantos necessários para atingir a carga do íon.
Consideremos o ferro com configuração eletrônica [Ar] 3d64s2 ao formar o cátion Fe2+,
os dois elétrons 4s são perdidos, levando a uma configuração eletrônica [Ar] 3d6. A
remoção de um elétron adicional fornece o íon Fé 3+, cuja configuração eletrônica é
[Ar] 3d5
Como nesse exemplo, os metais de transição quase sempre não formam íons com
configurações de gases nobres.
Portanto:
• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons.
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente
de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d).
5.8 Íons poliatômicos
•
Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um
composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, SO42-, NO3-.
5.9 Ligação Covalente
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São ligações que ocorrem pelo compartilhamento de par ou pares de elétrons.
Normalmente ocorre entre não-metais, entre semi-metais (metalóides) ou entre ambos.
Numa situação rara, o Berílio (Be), apesar de ser um metal, também participa das
ligações covalentes.
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação covalente simples. Em
muitas moléculas, os átomos atingem os octetos pelo compartilhamento de mais de um
par de elétrons entre eles. Quando dois pares de elétrons são compartilhados, dois traços
são desenhados na fórmula estrutural plana, representando uma ligação covalente dupla.
Uma ligação covalente tripla corresponde ao compartilhamento de três pares de
elétrons, como na molécula de N2.
Ocorre quando um átomo está estável e possui um ou mais pares de elétrons não
ligantes e outro átomo que está com deficiência de elétron. O átomo que possui o par de
elétrons livres compartilha este par de elétrons com o outro átomo.
Logo:
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um
elétron para formar um octeto.
• Quando átomos similares se ligam, eles 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.
5.10 Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos
elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por
uma única linha:
5.11 Ligações múltiplas
• 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);
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• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de
pares de elétrons compartilhados aumenta.
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• 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.
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