CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA PARA O VESTIBULAR DA UFRGS

16/09/09 - Aula 5: Ligações químicas I: modelos de ligações interatômicas(iônica, covalente e metálica), representação dos compostos através de fórmulas (eletrônica, molecular e estrutural), configuração espacial de moléculas,teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência, polaridade das ligações e moléculas.

Os átomos se combinam

Átomos isolados não são regra na natureza. Há uma tendência de se combinarem, o que inclui átomos de outros elementos e, portanto, com estruturas atômicas diferentes.

O sal de cozinha, por exemplo, é um composto que apresenta unidade química formada por dois diferentes átomos: átomo de cloro e átomo de sódio. Interessante que se atribui somente a este último os malefícios causados ao sistema circulatório, como a hipertensão.

A busca de explicações de como e porque se combinam não é nova. Muitos modelos

foram propostos. Bergman e Berthellot defendiam a existência de forças gravitacionais (provocadas pelas massas das partículas envolvidas).

Torbern Bergman Marcellin Berthellot 1725-1784 1827-1907

As forças gravitacionais são função direta do produto das massas, conforme concebeu Isaac Newton:

Pelo modelo de Bergman e de Berthellot, os átomos maiores exerceriam maior atração do que menores, efetuando ligações estáveis.

Entretanto, comparando-se H2O e HgO, ambos óxidos, percebe-se que a molécula de água é mais estável do que do óxido de mercúrio, apesar de o mercúrio ser 200 vezes mais “pesado” do que o hidrogênio. Foi, portanto, natural a substituição do modelo defendido por Bergman e por Berthellot.

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Surgem novos modelos para as ligações químicas

Outros modelos forma desenvolvidos para explicar a combinação entre átomos. Embora apresentem imperfeições, são úteis e merecem uma abordagem. Além disso, são cobrados nos vestibulares, em especial da UFRGS.

Modelo de ligação iônica ou eletrovalente

Modelo de ligação covalente ou molecular Modelo de ligação metálica

Surgimento de íons devido à da transferência de

elétrons.

Nesse caso de ligação há compartilhamento de

elétrons.

A principal característica é a existência dos elétrons

livres.

Modelos de ligações e propriedades dos compostosAs propriedades dos compostos , como reatividade química, dureza, ponto de fusão e de

ebulição, solubilidade, condutividade elétrica, entre outras, podem ser relacionadas ao tipo de ligação(interação) química entre seus átomos. São, portanto, ligações interatômicas responsáveis por propriedades físicas e químicas.

São exemplos:

1 – Compostos que apresentam ligações iônicas são sólidos mesmo em temperaturas relativamente altas, pois as ligações interatômicas desse tipo são fortes.

2 – Plásticos, em geral, são isolantes elétricos por causa de suas ligações moleculares que não disponibilizam cargas elétricas para que haja corrente elétrica.

3 – Metais apresentam brilho devido à reflexão da luz incidente nos chamados elétrons livres presentes nas ligações metálicas.

Ligações iônicas: formação de íonsMichael Faraday (1711-1867), estudando soluções que conduzem eletricidade, chamou

de íons as partículas que se movimentavam em direção a um polo elétrico, positivo ou negativo. Hoje se sabe que íons são átomos ou grupos de átomos que ganharam ou perderam elétrons. Por

ficarem eletricamente carregados, unem-se fortemente (forças eletrostáticas*), resultando substâncias iônicas.

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Cátions e ânions e os arranjos cristalinos

Todas as substâncias iônicas são formadas por cátions e ânions, sendo que o total de cargas positivas (cátions) é igual ao total de cargas negativas (ânions). Daí, as substâncias iônicas serem eletricamente neutras. Isso explica, em parte, porque as substâncias iônicas, apesar de possuírem cargas elétricas disponíveis, não conduzem corrente elétrica no estado sólido.

Disposição dos íons em um composto iônico (cloreto de sódio).

No caso do cloreto de sódio (nos outros compostos iônicos não é diferente), os constituintes são ânions cloreto (Cℓ-) e cátion sódio (Na+), sendo o cátion menor do que o ânion. A organização cristalina dos mesmos determina o cloreto de sódio (cloreto de sódio). São as forças eletrostáticas (de atração e de repulsão) presentes em substâncias iônicas que fazem com que cátions e ânions sejam arranjados de forma organizada (rede cristalina ou cristal). Com tal arranjo, não é permitida a condução de corrente elétrica, mesmo que o circuito elétrico esteja fechado.

Entretanto, a experiência mostra que os compostos iônicos conduzem corrente elétrica no estado líquido, ou seja, em solução aquosa ou fundidos.

Qual a explicação?

Os cátions e ânions se movimentamQuando uma substância iônica é adicionada à água, os íons são envolvidos pelas

moléculas de água, num processo denominado solvatação, que diminuem a atração entre as cargas. Com isso, há movimento dos mesmos.

Modelo de solvatação dos íons sódio e cloreto.4

A solução (água + cloreto de sódio) é uma solução iônica e seus íons, sob ação do campo elétrico, deslocam-se em direções contrárias; é a condução de corrente elétrica ou, mais rigorosamente, corrente iônica. Saliente-se que os íons, quando da fusão de substâncias iônicas, também adquirem mobilidade. Por conseguinte, podemos dizer que íons conduzem corrente elétrica, se no estado líquido.

Modelos de formação de íons

Há vários modelos que buscam explicar a formação de íons. Utilizaremos novamente o sal de cozinha ou cloreto de sódio para estudar um modelo clássico de formação de íons.

Relembrando que ligações iônicas da atração “coulombiana” entre os íons. Como os átomos originalmente são nêutrons, pois a quantidade de prótons é igual à quantidade de elétrons, as interações eletrostáticas surgem com a transferência de um ou mais elétrons da espécie (metal) para a espécie (ametal). Mais precisamente, com a aproximação dos átomos, o elétron do último nível do sódio é atraído mais fortemente pelo núcleo do átomo de cloro, que tem maior tendência a atrair elétrons, pois é mais eletronegativo do que o primeiro.

Outros exemplos a seguir, utilizando a representação de Lewis . . .

1 – Na2S, sulfeto de sódio

2 - Aℓ2S3, sulfeto de alumínio

5Dando nome aos compostos iônicos

A nomenclatura de compostos iônicos segue uma regra muito simples:

_______________________________ de _____________________________ Nome do ânion Nome do cátion

Os nomes dos ânions e dos cátions são encontrados em tabelas como as que seguem, mas o manuseio repetido desses íons facilita memorização dos mesmos, em especial os mais comuns.

CátionsAlumínio Aℓ3+ Ferroso ou ferro (II) Fe 2+ 

Amônio NH4+ Férrico ou ferro (III) Fe 3+ 

Bismuto (V) Bi5+ Lítio Li + 

Cádmio Cd2+ Magnésio Mg 2+ 

Cálcio Ca 2+  Manganoso ou manganês (II) Mn 2+ 

Cobaltoso ou cobalto (II) Co 2+  Mangânico ou manganês (IV) Mn 4+ 

Cobáltico ou cobalto (III) Co 3+  Mercuroso ou mercúrio (I)* Hg2 2+ 

Cuproso ou cobre (I) Cu +  Mercurico ou mercúrio (II) Hg 2+ 

Cúprico ou cobre (II) Cu 2+  Níquel Ni 2+ 

Cromoso ou cromo (II) Cr 2+  Hidrônio, Hidroxônio H3O + 

Crômico ou cromo (III) Cr 3+  Prata Ag +

Escândio Sc 2+  Plumboso ou chumbo (II) Pb 2+ 

Estanhoso ou estanho (II) Sn 2+  Plúmbico ou chumbo (IV) Pb 4+ 

Estânico ou estanho (IV) Sn 4+  Potássio K + 

Estrôncio Sr 2+  Sódio Na + 

Hidroxônio, hidronio H +  Zinco Zn 2+

ÂnionsCloreto Cℓ- Permanganato MnO4

-

Brometo Br- Bicarbonato HCO3-

Iodeto I- Etanoato (acetato) CH3COO-

Fluoreto F- Fulminato ONC-

Hipoclorito ClO- Sulfeto S2-Clorato ClO2

- Sulfito SO32-

Clorato ClO3- Sulfato SO4

2-

Perclorato ClO4- Pirossulfato S2O7

2-

Hipobromito BrO- Fosfito HPO32-

Bromito BrO2- Metassilicato SiO3

2-

Bromato BrO3- Cromato CrO4

2-

Hipoiodito IO- Dicromato Cr2O72=

Cianato ONC- Óxido O2-

Iodato IO3- Peróxido O2

-2

Periodato IO4 Nitreto N3-

Nitrito NO2- Fosfato PO4

3-

Nitrato NO3- Arsenato AsO4

3-

Nitreto N3- Ferricianeto [Fe(CN)6]3-

Cianeto CN- Pirofosfato P2O74-

Tiocianato SCN- Ortossilicato SiO44-

Hidróxido OH- Ferrocianeto [Fe(CN)6]4-

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O modelo ou regra do octetoO químico norte americano Gilbert Lewis, em 1916, afirmou que os átomos tendem a

estados de maior estabilidade. Observações levaram o cientista a atribuir aos oito elétrons na camada de valência o fato de os gases nobres não fazem ligações espontaneamente. É verdade que o gás hélio, que também é gás nobre, possui dois elétrons apenas e é igualmente isolado.

Os átomos dos outros elementos não possuem essa característica peculiar dos gases nobres, mas Lewis supôs que átomos “incompletos” poderiam adquirir estabilidade perdendo ou recebendo um ou mais elétrons de átomos vizinhos, uma vez que suas últimas camadas ou níveis de energia se completariam. Com a proximidade dos átomos (doadores ou receptores de elétrons), seriam estabelecidas ligações químicas, ficando oito elétrons na última camada eletrônica, à semelhança dos gases nobres. Esse princípio ficou conhecido como regra do octeto.

Distribuição Eletrônica dos Gases NobresGás Noatômico Distribuição dos eletrons por camadas

Nobre 1a 2a 3a 4a 5a 6a

He 2  2          

Ne 10  2  8      

Ar 18  2  8  8      

Kr 36  2  8  18  8    

Xe 54  2  8  18  18  8  

Ra 86  2  8  18  32  18  8

Transferência de 1 eletron

Na+(cátion, 8 e- na camada de valência) Cℓ-(anion, 8 e- na camada de valência)

Saliente-se que muitos átomos, geralmente de transição (Fe2+, Fe3+, ...), formam compostos, mas não obedecem à regra do octeto. Além disso, o inglês Neil Barllet (1932 -) sintetizou, em laboratório, o hexafluorplatinato de xenônio) – XePtF6. Isso, contudo, não desmerece o pioneirismo de Lewis.

7As ligações covalentes ou moleculares

Como vimos anteriormente, as ligações químicas são interações entre íons. Entretanto, observando o modelo da molécula de oxigênio a seguir, percebemos que não há transferência, mas compartilhamento de elétrons. Nesse caso, salvo casos especiais (ionização de ácidos) não há condução de corrente elétrica, mesmo em solução aquosa.

Compartilhamento de elétrons

Nesse novo modelo para ligações químicas, como não há diferença significativa de eletronegatividade, os átomos se aproximam e surgem, ao mesmo tempo, forças de atração e de repulsão. Acompanhe:

- os elétrons dos dois átomos se repelem;- os núcleos dos dois átomos se repelem;- o núcleo de cada átomo de hidrogênio atrai o elétron do outro.Essas forças atingem o equilíbrio e os elétrons da camada de valência são

compartilhados. Assim, cada átomo de oxigênio passa a interagir com quatro elétrons (dois de cada átomo). Note que a eletrosfera fica semelhante a dos átomos de Neônio (Ne, Z = 10).

- Modelo de molécula de hidrogênio

H H Fórmula estrutural

plana

Na formação do hidrogênio molecular, não é observada a regra do octeto. Entretanto, os átomos de hidrogênio ficam eletrosfera semelhante a dos átomos de Helio (He, Z = 2), sem transferência de elétrons. Essa união de átomos por compartilhamento de elétrons, denominada ligação covalente ocorre sempre por pares de elétrons.

- Modelo de molécula de água

H O H Fórmula estrutural plana

8Os metais também se ligam

Um metal típico é bom condutor de calor e de eletricidade, é maleável, dúctil, de aparência lustrosa; geralmente sólido, com alto ponto de fusão e de baixa volatilidade.

As propriedades físicas dos metais, principalmente a condução de eletricidade, podem ser explicadas pela ligação metálica. A ligação metálica é uma ligação covalente que tem características próprias.

+ + + + + ++ + + + + ++ + + + + +

Núcleos Elétrons livres (nuvem eletrônica)

Do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos elétrons na camada exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons formam uma "nuvem eletrônica", que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas “zonas de Brillain”, e podem passar facilmente de uma para outra. São chamados, por isso, elétrons livres. A

relativa liberdade de que desfrutam dentro da rede seriam responsáveis pela condução de corrente elétrica. O sólido metálico seria assim formado pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.

Saliente-se que a ligação metálica explica não só a condutividade elétrica, mas também a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.

Deslocamento entre planos de cátions numa substância metálica explica a maleabilidade.

As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semi-metais ou não. São exemplos de ligas metálicas são: aço (ferro + carbono), o bronze (cobre + estanho), ouro 18kilates (ouro + cobre), etc.

9Configuração espacial de moléculas

A Teoria da Repulsão dos Pares eletrônicos de Valência (TRPEV), desenvolvida na década 1960 por Ron Gillespie, permite prever a geometria das moléculas.

“Os pares de elétrons ao redor do átomo central distribuem-se no espaço de tal forma que a repulsão entre eles é a menor possível, garantindo maior estabilidade".

Os pares de elétrons podem ou não fazer parte de ligações. Quando os elétrons são ligantes, os pares podem constituir ligações simples, duplas, triplas ou dativas. As posições relativas dos átomos ligantes são dadas pela disposição de todos os pares de elétrons, mas a geometria da molécula é considerada apenas pela posição relativa de seus núcleos.

Formas moleculares básicasNÚMERO DE

ÁTOMOSFORMA DA MOLÉCULA FIGURA

ÂNGULOS DE LIGAÇÃO

2 Linear 180º

3 Linear 180º

3**par(es) de elétrons não

ligantes.

Angular Variável

4 Trigonal 120º

4**par(es) de elétrons não

ligantes.

Piramidal triangular Variável

5 Tetraédrica 109º28’

6 Bipirâmide trigonal 120º e 90º

7 Octaédrica 90º

10Vestibular da UFRGS

1. UFRGS 2006. Considere as afirmações abaixo, que se referem à molécula de SF4, interpretada à luz da TRPEV.

I. Ela apresenta estrutura tetraédrica.II. Ela apresenta um par eletrônico isolado.III. Suas quatro ligações S – F encontram-se no mesmo plano.

(A) apenas I.(B) apenas II.(C) apenas III.(D) apenas I e II.(E) apenas II e III.

3. UFRGS 2008. Na obtenção do vinagre de vinho, o etanol reage com O2 do ar e transforma-se em ácido acético, conforme representado abaixo.

H3C – CH2 – OH + O2 → H3COOH + H2O etanol ácido acético

Nessa reação, a geometria dos ligantes em torno do átomo de carbono do grupo funcional sofre alteração de

(A) tetraédrica para trigonal plana.(B) trigonal plana para tetraédrica.(C) tetraédrica para piramidal.(D) linear para trigonal plana.(E) linear para tetraédrica.

2. UFRGS 2008. Considere as afirmações abaixo, a respeito da estrutura e da geometria do íon CO32-.

I. Este íon apresenta 24 elétrons de valência.

4. UFRGS 2009. As moléculas das substâncias SO3, PCℓ3 e BF3 apresentam todas uma proporção de número de átomos 1:3.

Sobre as moléculas dessas substâncias, é

II. Sua geometria é trigonal plana.III. Seu átomo central apresenta um par de elétrons não ligantes.

Quais estão corretas, de acordo co TRPEV:

(A) apenas I.(B) apenas II.(C) apenas III.(D) apenas I e II.(E) apenas II e III.

correto afirmar que

(A) todas apresentam geometria do tipo trigonal plana.(B) apenas as de SO3 apresentam geometria trigonal plana.(C) apenas as de BF3 apresentam geometria trigonal plana.(D) todas apresentam caráter apolar devido à sua simetria.(E) apenas as de PCℓ3 apresentam par de elétrons não ligantes no átomo central.