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Ligação química [Imagem: www.antidopingresearch.org] Miguel Neta, dezembro de 2018 Ligações metálica, iónica e covalente

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Ligação química

[Imagem: www.antidopingresearch.org]Miguel Neta, dezembro de 2018

Ligações metálica, iónica e covalente

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Ligação química

A ligação química é o que permite que:

Átomos se liguem a outros átomos,

em moléculas;

em agregados de átomos;

Iões se liguem a outros iões;

Moléculas se organizem em estruturas maiores.

São as interações eletrostáticas que definem quando é que uma ligação acontece, e que tipo de ligação acontece.

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Interações eletrostáticas

Numa ligação há um equilíbrio entre diversas forças:

Repulsivas, entre as cargas de sinal igual;

Quando as forças atrativas igualam as forças repulsivas é estabelecida uma ligação.

Atrativas, entre as cargas de sinal contrário.

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Ligação química

Tipos de ligação química

Existem diversos tipos de ligação entre átomos e entre moléculas:

Ligações entre átomos:

Ligação metálica;

Ligação iónica;

Ligação covalente.

Ligações intermoleculares (entre moléculas):

Forças de van der Waals;

Ligações de hidrogénio.

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Ligações químicas

Entre átomos

Ligação metálica

Ligação iónica

Ligação covalente

Entre moléculas (intermoleculares)

Ligações de hidrogénio

Forças de van der Walls

Dipolo - dipolo

Dipolo - dipolo induzido

Dipolo instantâneo - dipolo induzido (Forças de London)

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Ligação metálica

Esta ligação acontece quando os átomos envolvidos partilham eletrões de valência entre todos, sem que haja uma orientação espacial nessa partilha.

Baixas energias de ionização permitem que sejam facilmente criados eletrões deslocalizados.

Há um mar de eletrões que pertencem a todo o metal, não apenas a alguns átomos.

Eletrões deslocalizados

Eletrõesdeslocalizados

Ião carregadopositivamente

[Imagem: www.materials.unsw.edu.au]

[Imagem: www.rsc.org]

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Ligação metálica

Os metais, devido à facilidade de movimento destes eletrões deslocalizados, são:

Bons condutores elétricos;

Bons condutores de calor.

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Ligação iónica

É um tipo de ligação que acontece entreelementos Metálicos e Não metálicos.

As ligações iónicas são estabelecidaspor forças atrativas eletrostáticasentre iões de carga diferenteapós a troca de eletrões entre átomos:

Átomo perde eletrões → Catião;

Átomo ganha eletrões → Anião.

Exemplo:

11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1

17Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

As substâncias resultantes são conhecidas por sais.

→ 11Na+1 – 1s2 2s2 2p6 3s0

→ 17Cl-1 – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5+1

→ perde um eletrão

→ ganha um eletrão

NaCl

+ +

+ --

-

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Ligação iónica

Nível atómico

Nível macroscópico

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Ligação iónica

A rede cristalina/rede iónica final é eletricamente neutra.

2D 3D

As redes cristalinas são bastantes fortes, tendo como consequência altos valores do ponto de fusão.

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Ligação iónica

No estado sólido:

Iões estão fortemente agarrados uns aos outros;⇓

Não há liberdade de movimento de cargas elétricas;

⇓Substâncias más condutoras elétricas.

Estrutura cristalina sólida

[Imagem: socratic.org]

Corrente elétrica é o movimento ordenado de cargas elétricas.

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No estado sólido:

São substâncias quebradiças.

Forçaexterna

Forças derepulsão

Quebra docristal

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Ligação iónica

Nos estados líquido ou aquoso:

Há total liberdade de movimento dos iõesque formavam a rede cristalina (agora dissolvidos);

⇓Substâncias boas condutoras elétricas.

Iões em solução aquosa

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Ligação covalente

As ligações covalentes acontecem entre átomos de uma molécula (ligações intramoleculares).

Este tipo de ligação acontece normalmente entre átomos de elementos Não metálicos.

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Ligação covalente

Numa ligação covalente há um equilíbrio entre forças:

Repulsivas, entre os núcleos dos átomos, que têm ambos cargas positivas;

Repulsivas, entre os eletrões das nuvens eletrónicas, que têm cargas negativas;

Atrativas, entre os eletrões e os núcleos, de cargas contrárias.

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Ligação covalente

Quando existir um equilíbrio entre as forças atrativas e as forças repulsivas é estabelecida uma ligação covalente entre átomos (formação de uma molécula).

Há eletrões que são partilhados entre diferentes átomos, fazendo parte de mais do que uma nuvem eletrónica. São eletrões ligantes.

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Ligação covalente

Esta estrutura dos átomos ligados (molécula) é mais estável que os dois átomos isolados.

A energia total dos átomos separados é maior que a energia da molécula resultante.

Como varia a relação entre a distância internuclear e a energia total de dois átomos numa ligação covalente é?

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Ligação covalente

Variação da energia potencial

Situação 1

Dois átomos afastados um do outro.

Ainda não há atração entre eles.

A energia potencial total da molécula é zero. (ainda não existe molécula!)

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Variação da energia potencial

Situação 2

Há atração entre os dois átomos.

A energia total dos dois átomos diminui relativamente à situação 1.

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Variação da energia potencial

Situação 3

É estabelecida a ligação covalente.

As atrações igualam as repulsões.

A energia potencial da molécula atinge o seu valor mínimo.

A distância entre os dois núcleos dos átomos é chamada comprimento médio da ligação.

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Variação da energia potencial

Situação 4

Se os átomos se aproximarem ainda mais as repulsões entre os núcleos começam a ser maiores que as atrações eletrões-núcleos.

Aumenta a instabilidade da molécula e a sua energia potencial.

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Variação da energia potencial

A energia de ligação (energia que se liberta aquando da formação da ligação)

e a energia de dissociação (energia necessária para quebrar a ligação – separar os átomos)

têm valores iguais.

As energias de ligação são normalmente expressas em kJ/mol.

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Ligação covalente

Notação de Lewis

Esta notação é usada para descrever um átomo evidenciando os seus eletrões de valência.

1H – 1s1 1 eletrão de valência H•

11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1 1 eletrão de valência Na•

17Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 eletrões de valência Cl••• ••

••

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Gilbert Newton Lewis (1875-1946).

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Regra do octeto

Cada átomo de uma molécula partilha eletrões de modo a que fique rodeado por oito eletrões de valência..

Com esta configuração de valência os átomos ficam com uma configuração eletrónica semelhante a um elemento do grupo 18 (gases nobres).

Esta regra aplica-se com facilidade a átomos representativos do 2º período da Tabela Periódica, mas para além destes elementos apresenta muitas exceções.

No caso do átomo de hidrogénio este fica rodeado por apenas dois eletrões de valência.

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Eletrões ligantes

São os eletrões que participam na ligação.

Eletrões não ligantes

Estes eletrões de valência não vão participar na ligação.

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Ligação simples, dupla e tripla

Consoante o número de eletrões ligantes entre dois átomos:

2 eletrões ligantes (1 par) Ligação covalente simples (ordem 1) X – Y

H2 H – H

4 eletrões ligantes (dois pares) Ligação covalente dupla (ordem 2) X = Y

O2 O = O

6 eletrões ligantes (três pares) Ligação covalente tripla (ordem 3) X ≡ Y

N2 N ≡ N

––

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Ligação covalente

Comprimento de ligação vs Energia de ligação

Maior energia de ligação ⇒ Ligação mais forte

Maior energia de ligação ⇒ Menor comprimento de ligação

Este tipo de comparação só deve ser realizado entre moléculas com algum tipo de semelhança!

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Bibliografia

▪ J. Paiva, A. J. Ferreira, C. Fiolhais, “Novo 10Q”, Texto Editores, Lisboa, 2015.▪ D. Reger, S. Goode, E. Mercer, “Química: Princípios e Aplicações”, Fundação Calouste Gulbenkian, Lisboa, 2010.

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