Ligação química

[Imagem: www.antidopingresearch.org]

10º a

no

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.

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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.

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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.

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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.

Há um mar de eletrões que pertencem a todo o metal, não apenas a alguns átomos.

Eletrões deslocalizados

Eletrõesdeslocalizados

Ião carregadopositivamente

[Imagem: www.materials.unsw.edu.au]

[Imagem: www.rsc.org]

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Ligação metálica

Os metais, devido à facilidade de movimento destes eletrões deslocalizados, são:

Bons condutores elétricos;

Bons condutores de calor.

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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 – 1s2 2s2 2p6 3s1-1 semelhante ao 10Ne

17Cl-1 – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5+1 semelhante ao 18Ar

As substâncias resultantes são conhecidas por sais.

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Ligação iónica

Nível atómico

Nível macroscópico

[Imagem: disciplinas.ist.utl.pt]

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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.

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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]

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Ligação iónica

No estado sólido:

São substâncias quebradiças.

Forçaexterna

Forças derepulsão

Quebra docristal

[Imagem: www.slideshare.net]

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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]

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Ligação covalente

Este tipo de ligação acontece normalmente entre átomos de elementos Não metálicos.

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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.

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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.

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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?

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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 química10º a

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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.

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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.

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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 eletrões-núcleos.

Aumenta a instabilidade da molécula e a sua energia potencial.

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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.

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Ligação covalente

Notação de Lewis

Esta notação é usada para descrever um átomo evidenciando os seus eletrões de valência.

1H – 1s1 1 eletrão de valência H•

11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1 1 eletrão de valência Na•

17Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 eletrões de valência Cl•••••

••

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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!

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Ligação covalente

Eletrões ligantes

São os eletrões que participam na ligação.

Eletrões não ligantes

Estes eletrões de valência não vão participar na ligação.

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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

H2 H – H

4 eletrões ligantes (dois pares) Ligação covalente dupla (ordem 2) X = Y

O2 O = O

6 eletrões ligantes (três pares) Ligação covalente tripla (ordem 3) X ≡ Y

N2 N ≡ N

––

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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!

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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.

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Eletronegatividade

A escala de eletronegatividade mais usada foi desenvolvida por Pauling.

Aumenta ao longo de um período da Tabela Periódica.

Diminui ao longo de um grupo.

Linus Carl Pauling (1901-1994)

[Imagem: www.findagrave.com][Imagem: www.chromacademy.com]

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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]

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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: H2, O2, Cl2.

[Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]

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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.

Exemplos: HF, NH3, H2O.

[Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]

δ+ δ-

ou

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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]

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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.

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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).

Forç

a d

a lig

açã

o

[Imagens: eng.thesaurus.rusnano.com]

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Ligações intermoleculares

Ligação de hidrogénio(ou pontes de hidrogénio)

Acontecem em moléculas que tenham na sua constituição grupos:

-O-H-N-H-F-H

São mais fortes do que as forças de van der Walls.

Ligações dehidrogénio

[Imagem: www.kentchemistry.com]

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Ligações intermoleculares

Forças de van der Waals

Dipolo-dipolo Dipolo-dipolo induzidoDipolo instantâneo-dipolo

induzido (Forças de London)

Ligações de hidrogénio

Força da ligação

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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]

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Miscibilidade

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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

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Ligação química

Miguel Neta, outubro de 2017.

Bibliografia

J. Paiva, A. J. Ferreira, C. Fiolhais, Novo 10Q, Texto Editores, Lisboa, 2015.

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