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
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
Atingem o octeto se houver
Atingem o octeto se houver
Atingem o octeto se houver
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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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos
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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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos
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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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos
Íons negativos (ânions):
• 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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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos
Íons negativos (ânions):
• 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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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos
Íons negativos (ânions):
• 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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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos
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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4. LIGAÇÃO COVALENTE
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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4. LIGAÇÃO COVALENTE
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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4. LIGAÇÃO COVALENTE
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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4. LIGAÇÃO COVALENTE
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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4. LIGAÇÃO COVALENTE
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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6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES
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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6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES
Ligação Covalente Apolar: ocorre tipicamente entre átomos que têm mesma eletronegatividade.
Exemplo:
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6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES
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.