disciplina: química professor: rubens barreto iii unidade

Disciplina: QuímicaProfessor: Rubens Barreto

III Unidade

Ligações Químicas

Ligações iônicas

Ligações covalentes

Ligações metálicas

Tipos de Ligações

Os gases nobres e a regra do octeto

Todas as substâncias químicas são formadas por átomos dos elementos químicos.

A maioria das substâncias conhecidas é formada por átomos combinados, unidos.

...dos milhões de substâncias conhecidas, sabe-se de apenas seis nas quais existem átomos não-combinados.

Os gases nobres

Hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn).

Já que os gases nobres não tendem a se combinar, tudo indica que possuir uma eletrosfera semelhante à de um gás nobre permite o átomo estabilizar-se.

A regra do octeto

Para entender como funcionam as ligações entre os átomos, é importante analisar a eletrosfera dos gases nobres.

Gás nobre K L M N O P

Hélio 2

Neônio 2 8Argônio 2 8 8

Criptônio 2 8 18 8Xenônio 2 8 18 18 8Radônio 2 8 18 32 18 8

Distribuição eletrônica dos gases nobres

William Kossel e Gilbert Newton Lewis (1916) – Propuseram uma regra para interpretar a ligação entre átomos, que ficou conhecida como regra do octeto de elétrons.

Um átomo estará estável quando sua última camada possuir 8 elétrons (ou 2, caso se trate da camada K).

...os átmos não-estáveis se unem uns aos outros a fim de adquirir essa configuração de estabilidade.

Ligação iônica, eletrovalente ou heteropolar

Vamos considerar a reação entre o sódio e o cloro, produzindo-se cloreto de sódio:

Na + Cl → NaCl

Nesse exemplo, o átomo de sódio cede definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro.

Desse modo, forma-se um íon positivo (cátion Na+) e um íon negativo (ânion Cl- ), ambos com o octeto completo, ou seja, com a configuração de gás nobre.

Considerando que essa explicação envolve apenas os elétrons da última camada, é comum simplificar a representação anterior da seguinte maneira:

Notação de Lewis

Representações espaciais do cloreto de sódio

Agora é a sua vez:

1. Faça a representação da ligação do magnésio com o cloro, formando o cloreto de magnésio.

2. Faça a representação da ligação do alumínio com o fluor, formando o fluoreto de alumínio.

3. Faça a representação da ligação do alumínio com o oxigênio, formando o óxido de alumínio.

Ligação iônica é a força que mantêm os íons unidos, depois que um átomo cede definitivamente um, dois ou mais elétrons para outro átomo.

A ligação iônica é geralmente, bastante forte e mantêm os íons firmemente “presos” no retículo. Por isso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, tem ponto de fusão e de ebulição elevados.

A ligação iônica ocorre, em geral entre átomos de metais com átomos de não-metais, pois:

os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência a perdê-los,

os átomos dos não-metais possuem 5, 6, ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim completar seu octetos eletrônicos.

A ligação iônica e a Tabela Periódica

O tamanho do íon

Quando um átomo perde elétrons, o núcleo passa a atrair mais intensamente os elétrons restantes; desse modo, o diâmetro ou raio do cátion é sempre menor que o diâmetro ou raio do átomo original.

Cátion Átomo Cátion Átomo Cátion Átomo

Ao contrário, quando um átomo recebe elétrons, a carga total da eletrosfera (negativa), torna-se maior do que a carga do núcleo (positiva); desse modo, a atração do núcleo sobre o conjunto dos elétrons é menor e, consequentemente, o raio do ânion é sempre maior que raio do átomo original.

Átomo ânion Átomo ânion

Ligação covalenteConsideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H) para formar a molécula da substância simples hidrogênio (H2):

H + H → H2

Eletronicamente:

A molécula de H2 é estável porque há um equilíbrio entre as forças de atração elétrica e as forças de repulsão elétrica:

Na ligação covalente, entre átomos iguais, podemos falar também em raio covalente (r), como a metade do comprimento da ligação (d), isto é, metade da distância que separa os dois núcleos.

Por fim, observe que cada átomo de hidrogênio dispõe de dois elétrons, fazendo com que o hidrogênio adquira a configuração do gás nobre hélio.

Exemplos de ligações covalentes:

Cl2 ; F2 ; I2

O2

N2

Ligação covalente ou covalência é a união entre átomos estabelecida pelo compartilhamento de pares de elétrons.

Podemos dizer que a ligação é covalente quando os átomos apresentam a tendência de ganhar elétrons.

Fórmulas das substâncias moleculares: representações de Lewis e fórmulas estruturais.

H2

HCl

H2O

CO2

NH3

N2

148

Ela ocorre quando dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última camada eletrônica (e mais o hidrogênio).

Em outras palavras a ligação covalente ocorre entre dois átomos de não metais, ou ainda, entre esses elementos e o hidrogênio.

Não metaisHidrogênio

Caso particular de ligação covalente

Essa ligação é semelhante à covalente comum, e ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitem de dois elétrons para completar sua camada de valência.

O exemplo clássico dessa ligação é o dióxido de enxofre (SO2).

Nesse caso, o enxofre estabelece uma dupla ligação com um dos oxigênios, atingindo a estabilidade eletrônica (oito elétrons na camada de valência). A seguir, o enxofre compartilha um par de seus elétrons com o outro oxigênio, através de uma ligação covalente dativa ou coordenada.

Sua vez...

Outra situação semelhante acontece com o anidrido sulfúrico (SO3). Faça a representação dessa ligação.

Algumas vezes não é possível representar uma partícula com uma única estrutura de Lewis.

Ressonância

“Quando duas ou mais estruturas de Lewis podem ser escritas para uma mesma molécula, as propriedades da molécula são intermediárias (distância de ligação, força, etc.) às esperadas para esta estrutura.”

Estruturas de ressonância

Um exemplo comum de uma espécie híbrida

“A eletronegatividade é a tendência relativa mostrada por um átomo ligado em atrair o par de elétrons da ligação.”

A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva e da distância entre os núcleos e a camada de valência.

Eletronegatividade

Eletronegatividade e tipo de ligação

Cl2

HCl

NaCl

Pot

enci

al E

letro

stát

ico

1/2

Ligações Polares e Apolares

Considerando a molécula de HCl,

H - Cl + -

Por outra lado, a molécula de Cl2Cl - Cl

Ligação covalente polar

Ligação covalente apolar

• Uma ligação covalente será polar sempre que os átomos que estabelecem esse ligação possuírem diferentes eletronegatividades.

• Quando os átomos envolvidos na ligação possuirem a mesma eletronegatividade, a ligação é dita apolar.

É possível determinar numericamente o tipo de ligação?

Tabela de eletronegatividade dos elementos

A medida que a diferença de eletronegatividade aumenta, os elétrons passam a ser cada vez mais predominantemente atraídos por um dos átomos.

A ligação iônica pode ser considerada como um caso extremo da ligação covalente polar, onde a diferença de eletronegatividade é tão grande que o elétron é transferido de um átomo para o outro em vez de ser compartilhado por ambos.

Em geral, quando a diferença de eletronegatividade é maior que 1,7 a ligação é considerada iônica. Valores abaixo de 1,7 indicam que a ligação é predominantemente covalente.

Fórmulas de compostos covalentes

Compostos moleculares e compostos iônicos

Um composto é considerado composto molecular quando apresenta exclusivamente ligações covalentes.

ex.: H2O, CO2 e SO3

Caso contrário, ele será considerado um composto iônico.

ex.: NaCl, NaNO3 e Na2SO4

Exceções a regra do octeto

Moléculas com octeto incompleto (ex.:BF3)

Moléculas com átomos com mais de 8 elétrons na camada de valência (ex.: H3PO4).

Compostos com átomos com a camada de valência com número impar de elétrons (ex.: NO2).

Compostos dos gases nobres (XeF2).

Propriedades dos metais

Brilho metálico

Maleabilidade

Ductibilidade

Resistência a tração

Alta condutibilidade elétrica e térmica

A ligação metálica

Os átomos metálicos estão arranjados em retículo compacto. Cada átomo perde um ou mais elétrons. Os íons metálicos resultantes são chamados “troncos” dos átomos;

Os elétrons se movem livremente dentro dos limites do cristal metálico;

Os elétrons estão retidos dentro do cristal pela atração coulômbica dos troncos de átomos. Os troncos de átomos são mantidos juntos por atração eletrostática mútua dos elétrons.

O modelo do mar de elétrons

Elétrons deslocalizados(mar de elétrons)

Ligas Metálicas

Misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo que a totalidade (ou pelo menos a maior parte) dos átomos presentes é de elementos metálicos.

Ex.:

-“Ouro 18 quilates” (ouro + cobre)- Bronze (cobre + estanho)- Latão (cobre e zinco)- Aço (ferro + carbono)

152moedas

Composição e aplicação de algumas ligas metálicas

Comparando os três tipos de substâncias

Substância P.E e P.F Estado físico nas condições ambientes

Conduz corrente elétrica no estado:

sólido líquido

Iônica Altos Sólido Não Sim

Molecular Baixos Sólido, líquido ou gasoso

Não Não

Metálica Altos Sólido* Sim Sim

Materiais Semicondutores

- Germânio, silício, carbono*

- Tipos de semicondutores

- Funcionamento

- Algumas aplicações: (Diodos, LED, CI, placas solares.

Lixo eletrônico

Principais materiais utilizados na fabricação de um computador

Efeitos que alguns materiais presentes no lixo eletrônico causam à saúde

Danos ao meio ambiente

MUELLER, C. F. LR: meio ambiente e produtividade. Grupo de Estudos Logísticos da Universidade Federal de Santa Catarina, 2005. Disponível em: <http://empresaresponsavel.com/aulas/logistica_texto_meioambiente.pdf>. Acesso em: Ago. 2012.

Política Nacional de Resíduos Sólidos - Lei n. 12.305/2010

Esquema da logística reversa