Aula 5 – Ligações químicas

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1 Aula 5 – Ligações químicas
Química geral e experimental Engenharias 1º período

2 Átomo: constituinte da matéria
Capacidade de se combinarem uns com os outros, lhes permite a formação de uma grande variedade de substâncias Ligações Químicas Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Covalente Metálica Iônica

3 Alguns poucos elementos, como os da família dos gases nobres (família 0 ou VIIIA), aparecem na forma de átomos isolados. Esses elementos apresentam oito elétrons na camada de valência. O hélio (He) é a única exceção: ele apresenta apenas uma camada com dois elétrons. Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram esses dois fatos, ou seja, a tendência de elementos com oito elétrons na camada de valência aparecerem isoladamente, com a tendência que os elementos manifestam de perder, ganhar ou compartilhar elétrons. A partir dessa associação, propuseram uma teoria para explicar as ligações químicas entre os elementos

4 “ Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa ” Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família A), sendo que os elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse modelo. Embora existam muitas exceções a essa regra, ela continua sendo utilizada por se prestar muito bem como introdução ao conceito de ligação química e por explicar a formação da maioria das substâncias encontradas na natureza. As ligações sempre envolvem os elétrons da camada mais externa ( camada de valência) de cada átomo envolvido na ligação.

5 1. Ligação iônica A ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) e negativos (ânions), e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre os íons. Ocorre transferência definitiva de elétrons.

6 Ex1.: Ligação entre 11Na e 17Cl para formar NaCl (sal de cozinha)
Notação de Lewis 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 (8 é. na última camada).

7 Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantêm unidos pela chamada ligação iônica, originando-se assim a substância cloreto de sódio (Na+Cl-), que é o sal comum usado em cozinha. Na prática, porém, uma reação não envolve apenas dois átomos, mas um número enorme de átomos, de modo que no final teremos um aglomerado envolvendo um número enorme de íons, como mostramos na ilustração abaixo

8 Alguns casos particulares
Existem alguns metais que, quando perdem elétrons, originam cátions que não seguem a regra do octeto. Isso ocorre com os metais de transição. Um exemplo importante é o que ocorre com o ferro (Fe), que na natureza é encontrado formando compostos com carga 2+ e 3+.

9  Mg + 2 Cl  MgCl2 (Fórmula iônica)
Ex2.: Ligação entre 12Mg e 17Cl para formar MgCl2 Ex3.: Ligação entre 13Al e 9F para formar AlF3 (Fórmula de Lewis)  Mg + 2 Cl  MgCl2 (Fórmula iônica) (Fórmula de Lewis)  Al + 3 F  AlF3 (Fórmula iônica)

10 Como podemos observar, o número de íons que se unem é inversamente proporcional às suas respectivas cargas (valências). Disso resulta a seguinte regra geral de formulação: AlF3 ( Fluoreto de alumínio) MgCl2 ( Cloreto de magnésio)

11 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 receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos.

12 Propriedades dos compostos iônicos
a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm). b) Os compostos iônicos apresentam elevadas temperatura de fusão e temperatura de ebulição. c) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas; são, portanto, duros e quebradiços. d) Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido (fundidos), devido à existência de íons com liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico. Ex.: Mat. Cerâmicos:

13 2. Ligação covalente Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons. Os átomos compartilham seus elétrons  formando pares eletrônicos. Ocorre entre: Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos.

14 Ex.: Formação da molécula de H2
A molécula H2 é estável (isto é, os átomos não se separam) porque há um equilíbrio entre as forças de atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as forças de repulsão elétrica (entre os dois núcleos e entre os dois elétrons)

15 Formação da molécula do oxigênio (O2)
Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do elemento cloro (Cl), formando uma molécula de gás cloro (Cl2). Note que, no esquema, só estão representados os elétrons da última camada eletrônica do cloro, isto é, sua camada de valência: Formação da molécula do oxigênio (O2) Formação da molécula do nitrogênio (N2) (1 par de elétrons compartilhados  Ligação simples) ( 2 pares de elétrons compartilhados  Ligação dupla) ( 3pares de elétrons compartilhados  Ligação tripla)

16 Nesse tipo de ligação, a valência recebe o nome particular de covalência e corresponde ao número de pares de elétrons compartilhados. As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados pelos sinais • e x são chamadas fórmulas eletrônicas ou fórmulas de Lewis. Quando os pares eletrônicos covalentes são representados por traços (-), chamamos essas representações de fórmulas estruturais planas; no último exemplo considerado:

17 Mais exemplos de compostos moleculares (formados por ligação covalente)

18 A ligação é covalente quando os dois átomos apresentam a tendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última camada eletrônica. A ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou semimetais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio. A relação entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada a seguir:

19 Alguns casos particulares A regra do octeto não é absoluta
Alguns casos particulares A regra do octeto não é absoluta. Vários compostos estáveis não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula. Veja alguns elementos que não seguem a regra do octeto: O boro (B) forma compostos estáveis por meio de três ligações simples, estabilizando-se com seis elétrons na camada de valência. O berílio (Be) forma compostos moleculares com duas ligações simples. Assim, estabiliza-se com quatro elétrons na camada de valência. O alumínio (Al) forma, em alguns casos, três ligações simples. Assim, estabiliza-se com seis elétrons na camada de valência.

20 Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons
Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons. Ocorre geralmente com o fósforo (P) e o enxofre (S), que, em certas moléculas, aparecem com 10 e 12 elétrons na camada de valência.

21 2.1 Ligação covalente dativa ou coordenada
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. Ex.: Formação do dióxido de enxofre

22 b) formação do íon NH4+

23 Propriedades dos compostos moleculares
Em condições ambiente, as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados físicos b) As substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas; quando puras, não conduzem corrente elétrica. Ex.: areia (Sílica – SiO2); celulose (C6H10O5)n ; grafita = Cgraf; diamante =Cdiam.; Polietileno (C2H4)n

24 3. Ligação metálica Os metais e as ligas metálicas são cada vez mais importantes em nosso dia-a-dia. É encontrada em metais e suas ligas (materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal)

25 Em geral, os átomos dos metais têm apenas 1, 2 ou 3 elétrons na última camada eletrônica; essa camada está normalmente afastada do núcleo, que, conseqüentemente, atrai pouco aqueles elétrons. Como resultado, os elétrons escapam facilmente do átomo e transitam livremente pelo reticulado. Desse modo, os átomos que perdem elétrons transformam-se em cátions, os quais podem, logo depois, receber elétrons e voltar à forma de átomo neutro, e assim sucessivamente. Podemos dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados em uma nuvem (ou “mar”) de elétrons livres. Assim, a “nuvem” de elétrons funcionaria como uma ligação metálica, mantendo os átomos unidos.

26 Os elétrons livres que têm liberdade de se moverem são responsáveis pelas propriedades que caracterizam os metais: Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais, em geral, são bons condutores de calor; b) maleabilidade — capacidade de produzir lâminas, chapas muito finas; c) ductibilidade — capacidade de produzir fios. Obs.: Com a aplicação de uma pressão adequada numa determinada região da superfície do metal, provocamos um deslizamento das camadas de átomos, produzindo lâminas ou fios d) Resistência à tração: os metais resistem bastante às forças que, quando aplicadas, tendem a alongar uma barra ou fio metálico.

27 Essa propriedade é também uma conseqüência da “força” com que a ligação metálica mantém os átomos unidos. Aplicação: colocação de vergalhões de aço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente é o chamado concreto armado, de largo uso na construção de pontes, edifícios etc.