CONCEITOS FUNDAMENTAIS SOBRE LIGAÇÃO QUÍMICA · 2019-03-18 · CONCEITOS FUNDAMENTAIS SOBRE...

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CONCEITOS FUNDAMENTAIS

SOBRE LIGAÇÃO QUÍMICA

Profa. Dra. Luciana M. Saran

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1. INTRODUÇÃO

Ligações Químicas Interatômicas

• Forças de interação entre os átomos. • São responsáveis pela formação de moléculas e de

sólidos iônicos. • Podem ser de três tipos: iônica, covalente e

metálica.

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GRUPOS DE SUBSTÂNCIAS E LIGAÇÃO QUÍMICA

Substância Química

Iônica Molecular Metálica

Ligação Iônica

Ligação Covalente

Ligação Metálica

PODE SER

EM QUE HÁ EM QUE HÁ EM QUE HÁ

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Exemplos de substâncias nas quais as ligações (a) iônica, (b) covalente e (c) metálica são encontradas:

Dicromato de potássio (K2Cr2O7)

Óxido de níquel(II)

(NiO)

Óxido de magnésio

(MgO)

Bromo (Br2)

Sacarose (C12H22O11)

Enxofre (S)

Ouro (Au)

Cobre (Cu)

Magnésio (Mg)

(a) (b) (c)

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1. INTRODUÇÃO

Grupos de Substâncias • Substâncias Iônicas: compostas por metal e

não-metal (ametal). • Substâncias Moleculares: apresentam

apenas ametais ou ametais e semimetais. • Substâncias Metálicas: apresentam apenas

metal em sua composição.

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2. A REGRA DO OCTETO

Substâncias químicas são formadas por átomos

de elementos químicos. Exs.: O2, O3, CO2, H2O,

SO2, CH4 (metano), CH2=CH2 (eteno), etc.

Apenas os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e

Rn), em condições ambiente, apresentam

átomos estáveis isolados.

Ao contrário de todos os outros elementos, os

gases nobres apresentam 8 e-, exceto o He,

na última camada.

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TABELA 1. Distribuição eletrônica dos gases nobres.

Gás nobre K L M N O P

Hélio, He

Neônio, Ne 2

Argônio, Ar 2 8

Criptônio, Kr 2 8 18

Xenônio, Xe 2 8 18 18

Radônio, Rn 2 8 18 32 18

2

8

8

8

8

8

8

2. A REGRA DO OCTETO

Foi proposta em 1916 por William Kossel e Gilbert Newton Lewis, a fim de interpretar a ligação interatômica.

De acordo com esta regra, um átomo estará estável

quando a sua última camada possuir 8e- (ou 2, caso se trate da camada K).

Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por 8e- de valência.

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3. LIGAÇÃO IÔNICA

Resulta da interação entre metais e não metais.

Metais têm tendência para formar cátions e

não metais têm tendência para formar ânions.

Sempre que um elemento que necessite doar

elétrons para se estabilizar, se unir a outro, que necessite recebê-los, a união se dará por ligação iônica.

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TENDÊNCIA PARA PERDER ELÉTRONS

Metais

Na K

Rb

Perda de 1e-

Na+

K+

Rb+

Grupo 1

Mg Ca Ba

Perda de 2e-

Grupo 2

Mg2+

Ca2+

Ba2+

Al

Perda de 3e-

Grupo 13

Al3+

Exemplos

Atingem o octeto se houver


Atinge o octeto se houver

Que origina Que origina Que origina

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Ionização do 11Na (metal)

Átomo de Na Íon Na+

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TENDÊNCIA PARA RECEBER ELÉTRONS

Ametais

N P

Ganho de 3e-

N3-

P3-

Grupo 15 O S

Ganho de 2e-

Grupo 16

O2-

S2-

F Cl

Ganho de 1e-

Grupo 17

F-

Cl-

Exemplos




Que origina Que origina Que origina

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Ionização do 17Cl (ametal)

Átomo de Cl Íon Cl-

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LIGAÇÃO IÔNICA EXEMPLO:

• Átomos isolados dos elementos Na e Cl, não são estáveis, pois não exibem 8 e- no nível de valência.

• Ambos adquirem estabilidade, quando o Na perde 1e- (convertendo-se em Na+) e o Cl recebe 1e- (convertendo-se em Cl-), pois ficam com 8 e- no nível de valência.

Representação dos Átomos Isolados

Representação dos Íons Na+ e

Cl-

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LIGAÇÃO IÔNICA

Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons com cargas de sinais contrários.

Arranjo dos íons Na+ e Cl-

no NaCl sólido

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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos

Íons positivos (cátions):

• Os cátions formados de átomos de um metal têm o mesmo nome do metal. Exs.: Na+ íon sódio Zn2+ íon zinco Al3+ íon alumínio

• Se um metal pode formar cátions de diferentes cargas, a carga positiva é indicada em algarismo romano entre parênteses depois do nome do metal.

Exs.: Fe2+ íon ferro(II) Fe3+ íon ferro(III) Cu+ íon cobre(I) Cu2+ íon cobre(II)

• A maioria dos metais com carga variável são metais de transição.

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Íons positivos (cátions):

• Outro método usado para distinguir dois íons de um metal com cargas diferentes é por meio das terminações oso (usada para a carga mais baixa) e ico (usada para a carga mais elevada). Elas são adicionadas à raiz dos nomes latinos dos elementos.

Fe2+ íon ferroso Fe3+ íon férrico Cu+ íon cuproso Cu2+ íon cúprico

• Cátions formados por átomos não metálicos têm nomes terminados em ônio. NH4

+ íon amônio H3O+ íon hidrônio

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Íons negativos (ânions):

• Ânions monoatômicos têm nomes formados pela substituição da terminação do nome do elemento por eto. H- íon hidreto Cl- íon cloreto N3- íon nitreto

• Alguns ânions poliatômicos simples também têm seus nomes terminados em eto. CN- íon cianeto

• Os monoânions do oxigênio e o ânion poliatômico OH- não seguem as regras acima. O2- íon óxido O2

2- íon peróxido OH- íon hidróxido

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• Oxiânions (ânions poliatômicos contendo oxigênio): têm seus nomes terminados em ato, que é usado para a maioria dos oxiânions comuns de um elemento ou ito, que é usado para oxiânions que têm um átomo de oxigênio a menos. NO3

- íon nitrato NO2- íon nitrito

SO4

2- íon sulfato SO32- íon sulfito

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• Uso de prefixos (per e hipo): o prefixo per indica um oxigênio a mais que o do oxiânion terminado em ato; o prefixo hipo indica um oxigênio a menos que o do oxiânion terminado em ito.

ClO4

-: íon perclorato (um átomo de O a mais do que o clorato).

ClO3-: íon clorato.

ClO2-: íon clorito (um átomo de O a menos do que o

clorato). ClO-: íon hipoclorito (um átomo de O a menos do que o

clorito).

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• Ânions derivados da adição de H+ a um oxiânion: têm seu nome formado pela adição da palavra hidrogeno ou dihidrogeno como um prefixo. CO3

2- íon carbonato HCO3- íon hidrogenocarbonato

PO4

3- íon fosfato H2PO4- íon dihidrogenofosfato

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Os nomes dos compostos iônicos consistem do nome do ânion

seguido da preposição “de” e do nome do cátion.

CaCl2: cloreto de cálcio

Al(NO3)2: nitrato de alumínio

Cu(ClO4)2 : perclorato de cobre(II) ou perclorato cúprico

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Ionização do Cl (ametal)

Átomo de Cl Íon de Cl-

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4. LIGAÇÃO COVALENTE

Resulta do compartilhamento de elétrons entre pares de átomos.

Exemplo:

Representação dos Átomos de Cl

Isolados

Representação dos Átomos de Cl

Ligados (Molécula de Cl2)

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Os elementos que tendem a fazer ligações covalentes são os ametais e os semimetais.

Na ligação covalente a presença dos elétrons acarreta uma atração suficientemente intensa para manter os núcleos unidos, apesar da repulsão entre eles.

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Representação dos Átomos de H Isolados

Representação dos Átomos de O Isolados

Representação dos Átomos de N Isolados

Representação da Molécula de H2

Representação da Molécula de O2

Representação da Molécula de N2

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Fórmula Molecular, Fórmula de Lewis e Fórmula Estrutural:

(1) (2) (3) (4)

Em (1) e (4): presença de ligação covalente simples. Em (2): presença de ligação covalente dupla. Em (3): presença de ligação covalente tripla.

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Uma ligação covalente pode ser estabelecida com um par de elétrons compartilhado, qualquer que seja a origem deste par de e-.

Ex. 1:

Ex. 2:

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Ligação covalente coordenada (“dativa”): ligação covalente adicional usando par eletrônico de um mesmo átomo.

(ou Fórmula de Lewis)

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5. EXCESSÕES À REGRA DO OCTETO

Exemplos: PCl5 e H3PO4

(1) (2) (3)

(1) PH3: fosfina (2) PCl5: pentacloreto de fósforo (3) H3PO4: ácido fosfórico

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5. EXCESSÕES À REGRA DO OCTETO

Exemplos: SO2 e H2SO4

(4) (5) (6)

(4) H2S: sulfeto de hidrogênio (5) SO2: dióxido de enxofre (6) H2SO4: ácido sulfúrico

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6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES

Os átomos dos diversos elementos químicos apresentam diferentes tendências para atrair e-.

Eletronegatividade, :

tendência que o átomo de um determinado elemento apresenta para atrair elétrons, quando participa de uma ligação química.

Ligação Covalente

Polar Apolar

Átomos

com

diferentes

eletrone-

gatividades

Átomos

com

eletronega-

tividades

iguais

Pode ser

Se

estabelece

entre

Se

estabelece

entre

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Eletronegatividade:

• A escala numérica mais conhecida para este parâmetro é a do químico Linus Pauling.

• Não é costume atribuir valores de eletronegatividade para os gases nobres.

• As setas mostram o sentido crescente da eletronegatividade na tabela periódica.

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Valores de Eletronegatividade dos Elementos (Escala de Pauling)

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Ligação Covalente Apolar: ocorre tipicamente entre átomos que têm mesma eletronegatividade.

Exemplo:

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Ligação Covalente Polar: ocorre tipicamente entre átomos que têm eletronegatividades diferentes.

Exemplo:

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7. LIGAÇÃO IÔNICA versus LIGAÇÃO COVALENTE

< 0,5: ligação covalente apolar.

0,5≤ ≤1,9: ligação covalente polar.

> 1,9: ligação iônica.

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BETELHEIM, F. A. et al. Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo : Cengage Learning, 2012. BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005.

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

LEITURA COMPLEMENTAR PARA OS ESTUDANTES

BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005. Capítulos 2 e 8.

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