CONCEITOS FUNDAMENTAIS SOBRE LIGAÇÃO QUÍMICA. Prof a. Dr a. Luciana M. Saran

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Cássio Gilberto Corte-Real
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1 CONCEITOS FUNDAMENTAIS SOBRE LIGAÇÃO QUÍMICA Prof a. Dr a. Luciana M. Saran 1

2 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. 2

3 GRUPOS DE SUBSTÂNCIAS E LIGAÇÃO QUÍMICA Substância Química PODE SER Iônica Molecular Metálica EM QUE HÁ EM QUE HÁ EM QUE HÁ Ligação Iônica Ligação Covalente Ligação Metálica 3

Exemplos de substâncias nas quais as ligações

7 ) Óxido de níquel(ii) (NiO) Bromo (Br 2 )

4 Exemplos de substâncias nas quais as ligações (a) iônica, (b) covalente e (c) metálica são encontradas: Óxido de magnésio (MgO) Enxofre (S) Magnésio (Mg) Dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7 ) Óxido de níquel(ii) (NiO) Bromo (Br 2 ) Sacarose (C 12 H 22 O 11 ) Ouro (Au) Cobre (Cu) (a) (b) (c) 4

5 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. 5

6 2. A REGRA DO OCTETO Substâncias químicas são formadas por átomos de elementos químicos. Exs.: O 2, O 3, CO 2, H 2 O, SO 2, CH 4 (metano), CH 2 =CH 2 (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. 6

7 TABELA 1. Distribuição eletrônica dos gases nobres. Gás nobre K L M N O P Hélio, He 2 Neônio, Ne 2 8 Argônio, Ar Criptônio, Kr Xenônio, Xe Radônio, Rn

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. 8

9 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. 9

10 TENDÊNCIA PARA PERDER ELÉTRONS Metais Exemplos Na K Rb Perda de 1e- Grupo 1 Atingem o octeto se houver Mg Ca Ba Perda de 2e- Grupo 2 Atingem o octeto se houver Al Perda de 3e- Atinge o octeto se houver Grupo 13 Que origina Que origina Que origina Na + K + Rb + Mg 2+ Ca 2+ Ba 2+ Al 3+ 10

11 Ionização do 11 Na (metal) Átomo de Na Íon Na + 11

12 TENDÊNCIA PARA RECEBER ELÉTRONS Ametais Exemplos N P Ganho de 3e- Grupo 15 Atingem o octeto se houver O S Ganho de 2e- Grupo 16 Atingem o octeto se houver F Cl Ganho de 1e- Grupo 17 Atingem o octeto se houver Que origina Que origina Que origina N 3- P 3- O 2- S 2- F - Cl - 12

13 Ionização do 17 Cl (ametal) Átomo de Cl Íon Cl - 13

14 EXEMPLO: LIGAÇÃO IÔNICA 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 - 14

15 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 15

16 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 Zn 2+ íon zinco Al 3+ 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.: Fe 2+ íon ferro(ii) Fe 3+ íon ferro(iii) Cu + íon cobre(i) Cu 2+ íon cobre(ii) A maioria dos metais com carga variável são metais de transição. 16

17 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. Fe 2+ íon ferroso Cu + íon cuproso Fe 3+ íon férrico Cu 2+ íon cúprico Cátions formados por átomos não metálicos têm nomes terminados em ônio. NH + 4 íon amônio H 3 O + íon hidrônio 17

18 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 N 3- 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. O 2- íon óxido O 2 2- íon peróxido OH - íon hidróxido 18

19 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. NO 3 - íon nitrato SO 4 2- íon sulfato NO 2 - íon nitrito SO 3 2- íon sulfito 19

20 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. ClO 4- : íon perclorato (um átomo de O a mais do que o clorato). ClO 3- : íon clorato. ClO 2- : 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). 20

21 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. CO 3 2- íon carbonato PO 4 3- íon fosfato HCO 3 - íon hidrogenocarbonato H 2 PO 4 - íon dihidrogenofosfato 21

22 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. CaCl 2 : cloreto de cálcio Al(NO 3 ) 2 : nitrato de alumínio Cu(ClO 4 ) 2 : perclorato de cobre(ii) ou perclorato cúprico 22

23 Ionização do Cl (ametal) Átomo de Cl Íon de Cl - 23

24 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 Cl 2 ) 24

25 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. 25

de O Isolados Representação Molécula de O 2 da

26 4. LIGAÇÃO COVALENTE Representação dos Átomos de H Isolados Representação da Molécula de H 2 Representação dos Átomos de O Isolados Representação Molécula de O 2 da Representação dos Átomos de N Isolados Representação Molécula de N 2 da 26

27 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. 27

28 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: 28

29 4. LIGAÇÃO COVALENTE Ligação covalente coordenada ( dativa ): ligação covalente adicional usando par eletrônico de um mesmo átomo. (ou Fórmula de Lewis) 29

30 5. EXCESSÕES À REGRA DO OCTETO Exemplos: PCl 5 e H 3 PO 4 (1) (2) (3) (1) PH 3 : fosfina (2) PCl 5 : pentacloreto de fósforo (3) H 3 PO 4 : ácido fosfórico 30

31 5. EXCESSÕES À REGRA DO OCTETO Exemplos: SO 2 e H 2 SO 4 (4) (5) (6) (4) H 2 S: sulfeto de hidrogênio (5) SO 2 : dióxido de enxofre (6) H 2 SO 4 : ácido sulfúrico 31

32 6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES Ligação Covalente Pode ser Os átomos dos diversos elementos químicos apresentam diferentes tendências para atrair e -. Se estabelece entre Polar Átomos com diferentes eletronegatividades Se estabelece entre Apolar Átomos com eletronegatividades iguais Eletronegatividade, : tendência que o átomo de um determinado elemento apresenta para atrair elétrons, quando participa de uma ligação química. 32

33 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. 33

34 Valores de Eletronegatividade dos Elementos (Escala de Pauling) 34

35 6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES Ligação Covalente Apolar: ocorre tipicamente entre átomos que têm mesma eletronegatividade. Exemplo: 35

36 6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES Ligação Covalente Polar: ocorre tipicamente entre átomos que têm eletronegatividades diferentes. Exemplo: 36

37 7. LIGAÇÃO IÔNICA versus LIGAÇÃO COVALENTE < 0,5: ligação covalente apolar. 0,5 1,9: ligação covalente polar. > 1,9: ligação iônica. 37

38 BIBLIOGRAFIA CONSULTADA BETELHEIM, F. A. et al. Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo : Cengage Learning, BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, LEITURA COMPLEMENTAR PARA OS ESTUDANTES BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, Capítulos 2 e 8. 38

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