5. Ligações Químicas - QT

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Ligações Químicas

UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS CAMPUS SERTÃO EIXO DE TECNOLOGIA

Introdução Toda e qualquer matéria que conhecemos é formada, de algum modo, pelos elementos que aparecem listados na tabela periódica. É muito raro encontrarmos os átomos isolados.

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Já em 1916, Gilbert Newton Lewis e Walter Kossel notaram que os átomos envolvidos nas ligações químicas adquirem a configuração do gás nobre mais próximo na tabela periódica.

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Prof. Raniere Henrique P. Lira [email protected]

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Introdução

Ligação iônica

Para Kossel, a ligação ocorreria graças à perda ou ao ganho de elétrons, enquanto que para Lewis os átomos deveriam compartilhar pares de elétrons. De certa forma, os dois estavam certos.

Quando dois átomos se aproximam, a diferença na quantidade de elétrons mais externos (valência) e sua distribuição eletrônica provocam uma diferença na atração entre esses elétrons e os respectivos núcleos.

Tipos de ligações: Ligação Iônica Ligação Covalente Ligação Metálica Química Tecnológica

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Ligação iônica

Ligação iônica

Pode-se imaginar que, quando os átomos estiverem próximos o suficiente, que o núcleo de um deles atraia também os elétrons mais externos do outro átomo.

Vejamos um exemplo: átomos sódio e cloro

Um dos átomos perde um ou mais elétrons, tornando-se um íon cátion (+) e o outro torna-se um íon ânion (-). As duas espécies ligam-se, por forças eletrostáticas entre íons de cargas opostas, fazendo uma ligação iônica.

Os elétrons externos do cloro são mais fortemente atraídos pelo seu núcleo do que o único elétron de valência do sódio é atraído pelo seu núcleo. Ao se aproximarem, o núcleo do cloro atrai fortemente o único elétron de valência do sódio e o cloro passa a se comportar como íon cloreto.

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Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

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Ligação iônica

Ligação iônica

Enquanto isso, o sódio passa a se comportar como um cátion. As forças eletrostáticas de cargas oposta fazem a ligação entre os íons.

É importante reconhecer que os compostos iônicos são caracterizados por retículos que podem ser diferentes, dependendo dos íons envolvidos.

A ligação iônica consiste na interação entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions), e, em função da interação entre as forças eletrostáticas existentes entre os íons de cargas opostas.

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Na verdade, não existem moléculas de estruturas iônicas. O par iônico significa a representação do composto, cuja estrutura é dada pelo retículo cristalino.

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Ligação iônica Denomina-se retículo cristalino ao conjunto organizado de íons negativos e positivos, com geometria definida e distância média constante entre os íons vizinhos. Veja alguns tipos de compostos iônicos. a) Cubo de face centrada (cfc): neste retículo, oito íons de mesma carga ocupam os vértices de um cubo. Outros seis, com a mesma carga dos outros oito, ocupam o centro das faces desse cubo; Química Tecnológica

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Ligações Químicas Ligação iônica b) Cubo de corpo centrado (ccc): nesta estrutura, temos novamente oito íons de mesma carga situados nos vértices de um cubo. O íon de carga oposta ocupa o centro deste cubo.

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Ligação iônica

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Os compostos iônicos mais frequentes:

Os compostos iônicos mais frequentes:

Na tabela periódica é possível identificar os elementos cujos íons formam compostos tipicamente iônicos com maior frequência.

Os íons dos metais do grupo 1 e do grupo 2 possuem cargas +1 e +2, respectivamente. Os metais, em geral, têm energia de ionização relativamente baixa, e isso faz com que se tornem cátions com certa facilidade. Os íons dos elementos do grupo 16 e do grupo 17 possuem cargas -2 e -1, respectivamente.

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Ligação iônica Os compostos iônicos mais frequentes: Além desses ânions monoatômicos, existem vários outros, formados por dois ou mais elementos (íons complexos).

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Ligação iônica

Ligação iônica

Propriedades dos compostos iônicos:

Propriedades dos compostos iônicos:

Lembre-se que os compostos e suas ligações são estudados por meio de modelos desenvolvidos para entendermos o que ocorre no mundo “invisível” dos átomos, íons e moléculas.

É imprescindível considerar que o melhor arranjo entre as forças de repulsão e atração, faz com que a atração seja máxima, e a repulsão mínima.

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Cada íon deve ocupar uma determinada posição no retículo, tornando a energia do sistema a menor possível. Essas propriedades estruturais com respeito ao retículo serão responsáveis pelas suas propriedades .

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Ligação iônica

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Propriedades dos compostos iônicos:

Propriedades dos compostos iônicos:

1. São duros e quebradiços: uma vez que o retículo está organizado entre forças repulsivas e atrativas, qualquer esforço sobre o retículo iônico tende a remover essa condição de equilíbrio entre as forças, diminuindo a atração e aumentando a repulsão. Se essa for suficiente, o retículo rompe em fragmentos.

1. São duros e quebradiços:

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Isso significa que a dureza dos compostos iônicos é devida à resistência oferecida pelos íons em suas posições de equilíbrio, a fim de evitar que sejam movidos de suas posições originais.

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Ligações Químicas Ligação iônica Propriedades dos compostos iônicos: 2. Pontos de fusão e ebulição: para conduzir um sólido iônico ao estado líquido seria necessário que os íons do retículo fossem separados o suficiente para superar parte das atrações entre íons de cargas opostas. O líquido resultante é de natureza viscosa.

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Ligação iônica Propriedades dos compostos iônicos: 2. Pontos de fusão e ebulição: Prosseguindo o processo, é necessário mais calor para que a ordem do retículo seja totalmente desfeita, de modo que cada íon permaneça independente de seus vizinhos. As grandes quantidades de calor necessárias para superar as forças interiônicas explica o motivo dos elevados pontos de fusão e ebulição dos compostos iônicos. Química Tecnológica

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Ligação iônica

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Propriedades dos compostos iônicos:

Propriedades dos compostos iônicos:

3. Capacidade de conduzir energia elétrica: supondose que a condução requeira movimento, os compostos iônicos no estado sólido não possuem nenhuma qualidade estrutural que os torne condutores de eletricidade. Esta pode ser conduzida por meio de elétrons livres ou íons em movimento. No entanto, a rigidez do cristal não disponibiliza íons, tampouco elétrons. Portanto, os retículos iônicos são péssimos condutores de eletricidade e, pelos mesmos motivos, também são péssimos condutores térmicos.

4. Solubilidade: antes de tudo, deve-se considerar que alguns solventes têm a propriedade de enfraquecer as forças de atração entre íons no retículo iônico quando comparado a outro meio, como o ar.

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Ligação iônica Propriedades dos compostos iônicos: 4. Solubilidade: Outra maneira de observar o fenômeno é considerando que os íons do retículo podem interagir com as moléculas do solvente, sobretudo se estas representarem estruturas polares. Podemos concluir, assim, que os compostos iônicos são geralmente solúveis em solventes polares.

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Ligação covalente Quando átomos com alta eletronegatividade, como os ametais, interagem entre si, o fato de todos eles apresentarem alta atração pelos elétrons faz com que não ocorra a transferência efetiva dos elétrons. Em vez disso, eles ficam atraídos simultaneamente (compartilhados) pelos núcleos dos átomos, e é isso que faz com que os átomos permaneçam unidos. A esse tipo de modelo, no qual a ligação ocorre entre átomos por meio de compartilhamento de elétrons, damos o nome de ligação covalente. Química Tecnológica

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Ligação covalente

Ligação covalente

Considere a aproximação de dois átomos dos elementos supracitados. À medida que esses átomos vão se aproximando, ocorre repulsão entre os núcleos e entre os elétrons dos respectivos átomos. No entanto, há também atração entre cada núcleo, não só pelo seu elétron como pelo elétron do outro átomo que se aproxima.

À medida que a distância entre os átomos diminui, as forças de atração tornam-se mais intensas do que as de repulsão, aproximando os dois átomos até um ponto de equilíbrio no qual existe maior compromisso entre essas forças. Essa distância é denominada comprimento de ligação.

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Ligações Químicas Ligação covalente Um par de elétrons é atraído simultaneamente pelos dois núcleos e passa a maior parte do tempo em uma região intermediária localizada entre os dois. Essa ligação de dois átomos que se mantém unidos por elétrons que são atraídos simultaneamente por dois ou mais núcleos é chamada de ligação covalente, e sua representação pode ser feita de duas maneiras: X : Y ou X – Y Os dois pontos (:) ou traço ( – ) representa o par de elétrons compartilhado pelos dois átomos na ligação covalente.

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Ligação covalente

Ligação covalente

A regra do octeto:

A regra do octeto:

A ligação entre átomos de diversos elementos químicos seriam justificadas pelo fato de os átomos envolvidos nas ligações químicas adquirirem a configuração do gás nobre mais próximo, na tabela periódica.

Todos os gases nobres (com exceção do Hélio) apresentam oito elétrons de valência. Foi instituída a regra do octeto.

Os átomos envolvidos nas ligações químicas devem compartilhar tantos pares de elétrons quantos forem necessários para atingir a configuração de gás nobre.

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Elementos como o C, com 4 elétrons de valência, compartilham 4 elétrons para ficar com 8; elementos como o N, com 5 elétrons de valência, compartilham 3 elétrons;

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Ligação covalente

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A regra do octeto:

Ligações múltiplas:

Elementos como o O, com 6 elétrons de valência, compartilham 2 elétrons; elementos como o F, com 7 elétrons de valência, compartilham 1 elétron. H

A quantidade de elétrons compartilhada entre dois átomos tende a ser a máxima possível, pois, quanto mais compartilhados, torna-se mais difícil separá-los. Existem situações em que pode ocorrer mais de um compartilhamento.

H

C

H

H

N

H

H

H

O H

H

F

H

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Ligação covalente Ligações múltiplas: Situações com 2 compartilhamentos são chamadas ligações duplas, e com 3, ligações triplas. N

N

gás nitrogênio

O

C

O

gás carbônico

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H

C

N

ácido cianídrico

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Ligação covalente

Ligação covalente

Geometria das moléculas: 4 pares de elétrons ao redor do átomo central.

Geometria das moléculas: 5 pares de elétrons ao redor do átomo central.

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Ligação covalente

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Geometria das moléculas: 6 pares de elétrons ao redor do átomo central.

Geometria das moléculas: 6 pares de elétrons ao redor do átomo central.

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Ligação covalente

Ligação covalente

Geometria das moléculas: 6 pares de elétrons ao redor do átomo central.

Polaridade das ligações: Na ligação covalente existe uma “competição” dos núcleos pelos elétrons. Quando a ligação é formada por dois átomos iguais os elétrons são igualmente compartilhados; trata-se de uma ligação apolar. Quando a ligação é formada por dois átomos diferentes os elétrons não são igualmente compartilhados; trata-se de uma ligação polar.

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Ligação covalente

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Forças intermoleculares:

Forças intermoleculares:

Os compostos covalentes quando se encontram no estado sólido ou líquido, têm suas moléculas “unidas” umas às outras por meio de interações ditas intermoleculares. Quanto mais forte for este tipo de interação, mais difícil será separar as moléculas.

O tipo de interação intermolecular também influencia a solubilidade de uma substância. O tipo de interação existente entre as moléculas dependerá basicamente de sua polaridade.

As moléculas devem vencer as forças de atração intermoleculares para mudar de estado. Isto afeta diretamente os pontos de fusão e ebulição das substâncias. Química Tecnológica

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Ligação covalente Forças intermoleculares: 1. Ligações de hidrogênio: em moléculas com este tipo de ligação, o hidrogênio forma uma “ligação em ponte” entre átomos de alta eletronegatividade de moléculas vizinhas. As substâncias formadas por moléculas que apresentam hidrogênio ligado a um desses elementos eletronegativos (F, O e N) possuem pontos de fusão e de ebulição mais elevados que o esperado.

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Ligações Químicas Ligação covalente Forças intermoleculares: 2. Forças de van der Waals: a força que mantém as moléculas de um composto que não tem ligações de hidrogênio, normalmente mais fraca que estas. São elas: a) Ligações dipolo-dipolo: o balanço entre as atrações e as repulsões resultam em um efeito atrativo, nos estados sólido e líquido;

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Ligações Químicas Ligação covalente Forças intermoleculares: 2. Forças de van der Waals: b) Dispersão de London: é o único tipo existente entre moléculas apolares. É uma força fraca e por isso as moléculas apolares são gasosas à temperatura ambiente. O movimento dos elétrons pode gerar um dipolo instantâneo, que acarretam maior interação.

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Ligação covalente

Ligação covalente

Forças intermoleculares:

Forças intermoleculares:

3. Íon-dipolo: compostos iônicos em solventes polares geram íons livres em solução. As moléculas do solvente ficam, preferivelmente, dispostas ao redor dos íons, de tal modo que seu dipolo negativo fica mais próximo do íon positivo, e seu dipolo positivo fica mais próximo do íon negativo.

3. Íon-dipolo:

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A magnitude da interação íon-dipolo aumenta à medida que a carga do íon e/ou a magnitude do momento de dipolo do solvente aumenta. As forças íon-dipolo são especialmente importantes em soluções contendo íons em solventes polares.

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Ligações Químicas Ligação metálica Os metais O fato de ¾ dos elementos da tabela periódica serem metais dá uma ideia da importância de se estudar a ligação entre eles, a ligação metálica. Principais características: a) bons condutores elétricos; b) bons condutores térmicos; c) apresentam brilho e cor típicos; d) flexibilidade; e) resistência ao calor; f) maleabilidade.

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Ligação metálica Os metais Outra característica significativa de quase todos os metais é que a energia de ionização de seus átomos livres geralmente é bem pequena. Uma baixa energia de ionização significa que um átomo tem uma atração relativamente fraca por seu elétrons de valência.

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Ligações Químicas Pode-se considerar o metal como uma formação de íons positivos, situados em certas posições da rede cristalina imersa em um “mar de elétrons” móveis.

Ligação metálica A natureza da ligação metálica Os elétrons de um metal possuem grande liberdade de movimento devido a sempre encontrarem à sua volta orbitais de valência. Por onde quer que eles se movam, encontram sempre núcleos positivos para compensar a carga negativa. Nessas circunstâncias, os elétrons se movem facilmente de um lugar para outro ao longo do cristal metálico.

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Ligação metálica

Ligação metálica

As ligas metálicas

As ligas metálicas

Uma liga metálica é a mistura de dois ou mais metais ou de metais com não-metais (com predominância do 1º). Ela pode ser formada pela mistura dos metais no estado líquido e posterior resfriamento.

As ligas de ferro são especialmente importantes como materiais de engenharia de construção. Possuem como desvantagem a susceptividade à corrosão.

As ligas de ferro: O ferro é um dos metais mais abundantes da crosta terrestre. Ele é encontrado principalmente na forma de óxidos que, depois de processados nas grandes siderúrgicas, são reduzidos à forma metálica Fe(s).

Aços: ligas de ferro e carbono, que contém outros elementos. A classificação dos aços dependem da sua concentração de carbono. Principais usos: portas de geladeira (aço doce), engrenagens e esteiras rolantes (duros), placas de transformadores, componentes de relógio, etc.

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Ligação metálica As ligas metálicas As ligas de ferro: Aços inoxidáveis: apresentam alta resistência à corrosão. Os elementos acrescentado são o crômo, o níquel e o molibdênio. Equipamentos que utilizam esses aços incluem turbinas, caldeiras, fornalhas, aeronaves, mísseis e geradores nucleares.

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Ligações Químicas Bibliografias Consultadas: BRADY, J. E. e HUMISTON G. E., Química Geral. 2ª Edição – Volumes 1 e 2. Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1986. BROWN, L. S. e HOLME, T. A., Química Geral Aplicada à Engenharia, Editora Cengage Learning, São Paulo, 2009. BROWN, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. & BURDGE, J. R. , Química: a Ciência Central. 9ª Edição, Editora Pearson, São Paulo, 2005. MAIA, D. J. e BIANCHI, J. C A., Química Geral – Fundamentos, Editora Pearson, São Paulo, 2007. Notas de aula, Prof. Alexandre N. de Lima, UFAL – Campus Sertão, 2011.

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