[Imagem: www.antidopingresearch.org]
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.
Ligação química Interações eletrostáticas Numa ligação há um equilíbrio entre diversas forças: Repulsivas, entre as cargas de sinal igual; Atrativas, entre as cargas de sinal contrário. Quando as forças atrativas igualam as forças repulsivas é estabelecida uma ligação.
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.
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. Eletrões deslocalizados Há um mar de eletrões que pertencem a todo o metal, não apenas a alguns átomos. Ião carregado positivamente Eletrões deslocalizados [Imagem: www.rsc.org] [Imagem: www.materials.unsw.edu.au]
Ligação metálica Os metais, devido à facilidade de movimento destes eletrões deslocalizados, são: Bons condutores elétricos; Bons condutores de calor.
Ligação iónica As ligações iónicas são estabelecidas por forças atrativas eletrostáticas entre iões de carga diferente após a troca de eletrões entre átomos: Átomo perde eletrões Catião; Átomo ganha eletrões Anião. É um tipo de ligação que acontece entre elementos Metálicos e Não metálicos. 11Na +1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1-1 semelhante ao 10 Ne 17Cl -1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5+1 semelhante ao 18 Ar As substâncias resultantes são conhecidas por sais.
Ligação iónica Nível atómico Nível macroscópico [Imagem: disciplinas.ist.utl.pt]
Ligação iónica A rede cristalina/rede iónica final é eletricamente neutra. As redes cristalinas são bastantes fortes, tendo como consequência altos valores do ponto de fusão.
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]
Ligação iónica No estado sólido: São substâncias quebradiças. Força externa Forças de repulsão Quebra do cristal [Imagem: www.slideshare.net]
Ligação iónica Nos estados líquido ou aquoso: Há total liberdade de movimento dos iões que formavam a rede cristalina (agora dissolvidos); Substâncias boas condutoras elétricas. Iões em solução aquosa [Imagem: socratic.org]
Ligação covalente Este tipo de ligação acontece normalmente entre átomos de elementos Não metálicos.
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.
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.
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?
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!)
Ligação covalente Variação da energia potencial Situação 2 Há atração entre os dois átomos. A energia total dos dois átomos diminui relativamente à situação 1.
Ligação covalente 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.
Ligação covalente 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 eletrõesnúcleos. Aumenta a instabilidade da molécula e a sua energia potencial.
Ligação covalente 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.
Ligação covalente Notação de Lewis Esta notação é usada para descrever um átomo evidenciando os seus eletrões de valência. 1H 1s 1 1 eletrão de valência H 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1 eletrão de valência Na 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 7 eletrões de valência Cl
Ligação covalente Regra do octeto Os átomos ganham, cede, ou partilham eletrões de modo a cada um ficar com 8 eletrões de valência. Há exceções à regra do octeto! No caso do hidrogénio: 2 eletrões!
Ligação covalente Eletrões ligantes São os eletrões que participam na ligação. Eletrões não ligantes Estes eletrões de valência não vão participar na ligação.
Ligação covalente 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 H 2 H H 4 eletrões ligantes (dois pares) Ligação covalente dupla (ordem 2) X = Y O 2 O = O 6 eletrões ligantes (três pares) Ligação covalente tripla (ordem 3) X Y N 2 N N
Ligação covalente Comprimento de ligação vs Energia de ligação Quando maior for a energia de uma ligação mais forte é essa ligação. Quando maior for a energia de uma ligação menor será o comprimento dessa ligação. Este tipo de comparação só deve ser realizado entre moléculas com algum tipo de semelhança!
Eletronegatividade Eletronegatividade é a capacidade que um átomo de um elemento químico tem para atrair para si os eletrões envolvidos numa ligação química em que esteja envolvido. Esta propriedade está relacionada com a energia de ionização do elemento químico. Um elemento com baixa energia de ionização tem baixa eletronegatividade. Um elemento com alta energia de ionização apresenta um alto valor de eletronegatividade.
Eletronegatividade A escala de eletronegatividade mais usada foi desenvolvida por Pauling. Linus Carl Pauling (1901-1994) Aumenta ao longo de um período da Tabela Periódica. Diminui ao longo de um grupo. [Imagem: www.chromacademy.com] [Imagem: www.findagrave.com]
Polaridade de uma ligação química A diferença entre o valor de eletronegatividade de dois átomos ligados entre si define a distribuição de carga elétrica e, por isso, a polaridade da ligação. [Imagem: en.wikipedia.org]
Polaridade de uma ligação química Átomos do mesmo elemento químico Diferença de eletronegatividade nula (nenhum deles apresenta maior capacidade de atrair para si a nuvem eletrónica global dos dois átomos). A distribuição da carga elétrica é simétrica. Ligação covalente apolar. Exemplos: H 2, O 2, Cl 2. [Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]
Polaridade de uma ligação química Átomos de elementos químicos diferentes Há uma diferença de eletronegatividade. O átomo mais eletronegativo irá deslocar a numa eletrónica para si. Irá ser criada uma distribuição de carga elétrica assimétrica, com maior densidade de carga negativa junto do átomo mais eletronegativo. (ocorrendo no outro átomo o fenómeno contrário). Ligação covalente polar. δ+ δ- ou Exemplos: HF, NH 3, H 2 O. [Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]
Polaridade de uma ligação química Átomos de elementos químicos diferentes Uma maior diferença de eletronegatividade entre átomos implica maior polaridade da ligação. Se a diferença entre as eletronegatividades for superior a 1,7 a ligação passa a ser de carácter iónico, e não covalente. [Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]
Ligações intermoleculares Acontecem entre moléculas devido a forças eletrostáticas. Explicam porque é que estruturas moleculares se mantém, ou não, junto de outras. A partilha de eletrões é insignificante. Este tipo de forças são mais fracas que as entre átomos (metálica, covalente e iónica). Há dois tipos de ligações intermoleculares: Forças de van der Waals; Ligação de hidrogénio.
Força da ligação Ligação química Ligações intermoleculares Forças de van der Waals Acontecem entre: Moléculas polares (dipolo-dipolo); Moléculas polares e moléculas apolares (dipolo-dipolo induzido); Moléculas apolares e moléculas apolares (ou Forças de London) (dipolo instantâneo-dipolo induzido). [Imagens: eng.thesaurus.rusnano.com]
Ligações intermoleculares Ligação de hidrogénio (ou pontes de hidrogénio) Acontecem em moléculas que tenham na sua constituição grupos: -O-H -N-H -F-H Ligações de hidrogénio São mais fortes do que as forças de van der Walls. [Imagem: www.kentchemistry.com]
Ligações intermoleculares Forças de van der Waals Ligações de hidrogénio Dipolo-dipolo Dipolo-dipolo induzido Dipolo instantâneo-dipolo induzido (Forças de London) Força da ligação
Miscibilidade A miscibilidade é a capacidade de dois líquidos, ou soluções, se misturarem ou não. Líquidos miscíveis líquidos que se misturam. Líquidos imiscíveis líquidos que não se misturam. Esta propriedade está muito dependente das forças de ligação intermoleculares que ocorrem entre as moléculas dos dois líquidos em causa. A água é miscível com substâncias que possuam moléculas polares ou que fomentem ligações de hidrogénio. [Imagem: www.colegioweb.com.br]
Miscibilidade
Miscibilidade Previsão Tubo Substância Substância Pre 1 Água Etanol M 2 Água Acetona M 3 Água Hexano I 4 Água Xileno I 5 Etanol Acetona M 6 Etanol Hexano I 7 Etanol Xileno I 8 Acetona Hexano I 9 Acetona Xileno I 10 Hexano Xileno M Polar Apolar
Bibliografia J. Paiva, A. J. Ferreira, C. Fiolhais, Novo 10Q, Texto Editores, Lisboa, 2015. Miguel Neta, outubro de 2017.