professor: marcelo vizeu disciplina: química · um átomo adquire estabilidade quando possui 8...

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1 INTRODUÇÃO

Você já verificou que alguns materiais são sólidos (o carvão); outros, líquidos (a água) e outros,gasosos (o ar); alguns são duros (granito) e outros moles (cera); alguns conduzem a corrente elétrica(metais), outros não (borracha); alguns quebram-se facilmente (vidro), outros não (aço), e assim pordiante. Por que existe essa grande diferença de propriedades entre os materiais que conhecemos? Issose deve, em grande parte, às ligações existentes entre os átomos (ligações químicas) e à arrumaçãoespacial que daí decorre (estrutura geométrica do material). É o que vamos estudar neste capítulo eno seguinte.

Hoje sabemos que, em condições ambientes, só os gases nobres são formados por átomos isola-dos uns dos outros, ou seja, átomos que têm pouca tendência de se unir com outros átomos; dizemosentão que eles são muito estáveis (pouco reativos). Os átomos dos demais elementos químicos, aocontrário, atraem-se não só mutuamente como também átomos de outros elementos, formando agre-gados suficientemente estáveis, que constituem as substâncias compostas. Assim, por exemplo, nãoexistem sódio (Na) nem cloro (Cl) livres na natureza; no entanto, existem quantidades enormes de salcomum (NaCl), em que o sódio e o cloro aparecem unidos entre si. As forças que mantêm os átomosunidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são responsáveis por ligações químicas.

Na metade do século XX, os cientistas já haviam percebido que o átomo de hidrogênio nunca seliga a mais de um outro átomo. Já, por exemplo, o átomo de oxigênio pode ligar-se a dois átomos dehidrogênio, o de nitrogênio a três de hidrogênio, o de carbono a quatro de hidrogênio, como pode-mos ver a seguir:

Surgiu, então, a idéia de valência, entendida como a capacidade de um átomo ligar-se a outros.Dizemos que o hidrogênio tem uma valência (é monovalente); o oxigênio tem duas valências (é bivalente);o nitrogênio tem três valências (é trivalente); o carbono tem quatro valências (é tetravalente), e assimpor diante.

No entanto, foi somente em 1916 que os cientistas Gilbert N. Lewis e Walter Kossel chegaram auma explicação lógica para as uniões entre os átomos, criando a teoria eletrônica da valência. De fato,consideremos as configurações eletrônicas dos gases nobres:

H O H H N

H

H

H

H HC

H

Com exceção do hélio, constatamos que os átomos dos gases nobres têm sempre 8 elétrons naúltima camada eletrônica (é o chamado octeto eletrônico).

Foi associando a observação de que os átomos dos gases nobres têm pouca tendência a se unirementre si ou com outros átomos com a de que os átomos dos gases nobres têm o número máximo deelétrons na última camada (em geral 8 elétrons, ou 2, no caso do hélio), que os cientistas Lewis e Kossellançaram a hipótese: os átomos, ao se unirem, procuram perder, ganhar ou compartilhar elétrons na

K L M N O P

Hélio 2

Neônio 2 8

Argônio 2 8 8

Criptônio 2 8 18 8

Xenônio 2 8 18 18 8

Radônio 2 8 18 32 18 8

Capitulo 06-QF1-PNLEM 29/5/05, 19:15136

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137Capítulo 6 • AS LIGAÇÕES QUÍMICAS

última camada até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre. Essa hipótese costuma sertraduzida pela chamada regra do octeto:

Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica maisexterna, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K.

Na prática, quando dois átomos vão se unir, eles “trocam elétrons entre si” ou “usam elétronsem parceria”, procurando atingir a configuração eletrônica de um gás nobre. Surgem daí os três tiposcomuns de ligação química — iônica, covalente e metálica —, que estudaremos a seguir.

2 LIGAÇÃO IÔNICA, ELETROVALENTE OU HETEROPOLAR

2.1. Conceitos geraisVamos considerar a reação entre o sódio e o cloro, produzindo-se o cloreto de sódio:

Na 1 Cl NaClEletronicamente, essa reação é explicada esquematicamente, com cores-fantasia, do seguinte modo:

Antes da reação

Átomo de sódio (Na0)(2-8-1 elétrons)

Cátion sódio (Na+)(2-8 elétrons)

Átomo de cloro (Cl0)(2-8-7 elétrons)

Após a reação

Ânion cloreto (Cl–)(2-8-8 elétrons)

Eletrosfera igualà do neônio

Eletrosfera igualà do argônio

Nesse exemplo, o átomo de sódio cede definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro. Dessemodo, forma-se um íon positivo (cátion Na1) e um íon negativo (ânion Cl2), ambos com o octetocompleto, ou seja, com a configuração de um gás nobre (no caso, neônio e argônio, respectivamen-te). Considerando que essa explicação envolve apenas os elétrons da última camada (elétrons devalência), é comum simplificar a representação anterior da seguinte maneira:

Na1

Cl2

xClNax

em que os sinais • e x estão representando exatamente os elétrons da camada mais externa. Essa repre-sentação é chamada notação de Lewis.

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FRANK & ERNEST® by Bob Thaves


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Antes da reação




Após a reação





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xClNax


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Estado do Rio de Janeiro Prefeitura Municipal de Macaé Secretaria Municipal de Educação Pré-Vestibular Social

A UNIVERSIDADE MAIS PERTO DE VOCÊ. Professor:MarceloVizeuDisciplina:Química

LIGAÇÕES INTERATÔMICAS

1–REGRADOOCTETO

Apenasosgasesnobressãoformadosporátomosisoladosunsdosoutros,ouseja,nãounidosaoutrosátomos.Osátomosdosdemaiselementosquímicos,atraem-seentresietambémcomátomosdeoutroselementos,formandoassubstânciascompostas.Asforçasquemantêmosátomosunidossãofundamentalmentedenaturezaelétricaesãoresponsáveispelasligaçõesquímicas.

Considereasconfiguraçõeseletrônicasemcamadasdosgasesnobres:

Comexceçãodohélio,constatamosqueosátomosdosgasesnobrestêmsempre8elétronsnaúltimacamadaeletrônica(éochamadooctetoeletrônico).

Naprática,quandodoisátomosvãoseunir,eles“trocamelétronsentresi”ou“usamelétronsemparceria”,

procurandoatingiraconfiguraçãoeletrônicadeumgásnobre.Surgemdaíostrêstiposcomunsdeligaçãoquímica—iônica,covalenteemetálica.

2–LIGAÇÃOIÔNICA(METAL+AMETAL) Considereareaçãoentreosódioeocloro,produzindo-seocloretodesódio:Na+ClàNaCl

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Após a reação





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Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantêm unidos pela chamadaligação iônica, originando-se assim a substância cloreto de sódio (Na1Cl2), que é o sal comum usadoem cozinha. Na prática, porém, uma reação não envolve apenas dois átomos, mas um número enormede átomos, de modo que no final teremos um aglomerado envolvendo um número enorme de íons,como mostramos na ilustração abaixo (com uso de cores-fantasia e sem escala).

Cl–

Na+

Cl–

Na+

O reticulado mostrado acima não pode ser visto,pois os íons são extremamente pequenos (sua forma édeterminada por estudos feitos com raios X). No entan-to, olhando com um microscópio eletrônico de varre-dura os cristaizinhos do sal, vemos que são cúbicos, emdecorrência de sua estrutura interna.

É importante observar também que entre os áto-mos Na0 e Cl0 e os íons Na1 e Cl2 há uma diferençaextraordinária. De fato, conforme discussão feita no ca-pítulo 5, o sódio metálico (Na0) é altamente reativo 2pega fogo espontaneamente no ar (o sódio deve serguardado em recipientes contendo querosene oubenzeno), explode com a água, queima a pele se osegurarmos com a mão. O gás cloro (Cl2), por sua vez, é altamente tóxico. Pelo contrário, o sal decozinha (aglomerado Na1Cl2) é uma substância que ingerimos todos os dias por meio de alimentos. Emparticular, o íon Na1 tem grande importância biológica, pois regula as trocas de várias substâncias entre osangue e as células de nosso organismo.

Vamos agora retomar as exemplificações, considerando como segundo caso a reação entre omagnésio e o cloro:

Representações espaciais do Na1Cl2

Essa arrumação geométrica é chamada de grade, rede ou reticulado cristalino. Trata-se deum reticulado iônico de forma cúbica.

Cl2

2Mg xMgx

x

Cl

Cl 21

Cristais de NaCl colorizados artificialmente, vistos aomicroscópio. Aumento de 120 vezes.

Ou, abreviadamente: Mg 1 2 Cl MgCl2

E, como terceiro exemplo, a reação entre o alumínio e o flúor:

F2

3Al xAlx

x

xF

F

F31

Ou, abreviadamente: Al 1 3 F AlF3

Como podemos observar, o número de íons que se unem é inversa-mente proporcional às suas respectivas cargas (valências). Disso resultaa seguinte regra geral de formulação: Ay Bx

1x 2y

AN

DR

EWSY

RED

/SPL

-STO

CK

PHO

TOS


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Cl–

Na+

Cl–

Na+






Cl2

2Mg xMgx

x

Cl

Cl 21




F2

3Al xAlx

x

xF

F

F31



1x 2yA

ND

REW

SYR

ED/ S

PL-S

TOC

KPH

OTO

S


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Cl–

Na+

Cl–

Na+






Cl2

2Mg xMgx

x

Cl

Cl 21




F2

3Al xAlx

x

xF

F

F31



1x 2y

AN

DR

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RED

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De fato, do ponto de vista matemático, temos, em módulo, _ y z (1x) _ 5 _ x z (–y) _; isso garante quea carga total positiva dos cátions possa equilibrar a carga total negativa dos ânions.

Resumindo, podemos dizer:

Ligação iônica é a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo cededefinitivamente um, dois ou mais elétrons para outro átomo.

Eletrovalência é a carga elétrica do íon.

A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons firmemente “presos” no reticulado. Porisso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm ponto de fusão e ponto de ebulição elevados.

2.2. A ligação iônica e a Tabela Periódica

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 (veja os casos do Na, do Mg e do Al, nos exemplos anteriores);• os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada ten-

dência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos (veja o casodo Cl, nos exemplos anteriores).

Essa idéia pode ser generalizada se olharmos para a Tabela Periódica. Como sabemos, nas colunas A,o número de elétrons na última camada de cada elemento coincide com o próprio número da coluna.Sendo assim, temos:

Dessas propriedades resultam as valências (carga elétrica) de alguns íons bastante importantes:

1A

H+

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Al3+

Ga3+

P3–

N3–

S2–

O2–

Se2–

Te2–

Cl –

F–

Br –

I –

1A

H

Li

Na

Rb

Cs

K

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

Os metais perdemelétrons e se transformamem cátions.

Os não-metais (e algunssemimetais) ganham elétronse se transformam em ânions.


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1A

H+

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Al3+

Ga3+

P3–

N3–

S2–

O2–

Se2–

Te2–

Cl –

F–

Br –

I –

1A

H

Li

Na

Rb

Cs

K

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn




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H+

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Al3+

Ga3+

P3–

N3–

S2–

O2–

Se2–

Te2–

Cl –

F–

Br –

I –

1A

H

Li

Na

Rb

Cs

K

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn




Nesseexemplo,oátomodesódiocede1elétronaoátomodecloro.Dessemodo,forma-seumíonpositivo(cátionNa+)

eumíonnegativo(ânionCl_),amboscomooctetocompleto.Segueoexemplodoquefoiexpostoacima:

em que os sinais • e x estão representando exatamente os elétrons da camadamais externa. Essa representação échamadanotaçãodeLewis.

Outrosexemplos: Regrageraldeformulação:

Destaforma,podemosdizer:

Aligaçãoiônicaé,emgeral,bastanteforte.Porisso,oscompostosiônicossãosólidose,emgeral, têmpontodefusãoepontodeebuliçãoelevados.

AligaçãoiônicaocorreentreátomosdeMETAIScomátomosdeAMETAIS.

Cargaelétricadealgunsíons:3–LIGAÇÃOCOVALENTE(AMETAL+AMETAL)

Considereauniãoentredoisátomosdoelementohidrogênio(H)paraformaramoléculadasubstânciasimpleshidrogênio(H2):

3

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3 LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR OU HOMOPOLAR

3.1. Ligação covalenteConsideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H)

para formar a molécula da substância simples hidrogênio (H2):H 1 H H2

Eletronicamente (as figuras são representações esquemáticas):

Ou, abreviadamente:

Antes da reação

Átomo de hidrogênio(1 elétron)

Após a reação


Molécula de hidrogênio(2 elétrons, compartilhados)

Ou, ainda:

H Hx H Hx

Nesta última representação, o traço (—) está indicando o par de elétrons que os dois átomos dehidrogênio passam a compartilhar. Assim, por comodidade, costuma-se representar uma ligação covalentenormal por um traço.

A molécula H2 é estável (isto é, os átomos não se separam) porque há um equilíbrio entre as forçasde atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as forças de repulsão elétrica (entre os dois núcleos eentre os dois elétrons), como ilustramos na figura a seguir.

H Hx H H

+ +

–

–

Atrações entre cargas opostas:Repulsões entre cargas iguais:

Na ligação covalente, entre átomos iguais, podemos falar também em raio covalente (r), como ametade do comprimento da ligação (d ), isto é, metade da distância que separa os dois núcleos.

d

r

Observe, por fim, que cada átomo de hidrogênio dispõe de dois elétrons (o seu e o elétron com-partilhado). Esses dois elétrons, contudo, já completam a camada K, que é a única de que o hidrogêniodispõe. Desse modo, o hidrogênio adquire a configuração do gás nobre hélio.


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Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do elemento cloro (Cl), for-mando uma molécula de gás cloro (Cl2). Note que, no esquema, só estão representados os elétrons daúltima camada eletrônica do cloro, isto é, sua camada de valência:

xCl ClClx

x x

x x

xx Cl

x x

x x

xx ou ClCl

Observamos que, na molécula final (Cl2), há um par de elétrons compartilhado pelos doisátomos de cloro. Com isso, podemos dizer que cada átomo de cloro dispõe de seus sete elétrons maisum elétron compartilhado, perfazendo então o octeto, que dá a cada átomo a configuração estávelde um gás nobre. Na molécula formada acima, os elétrons da última camada que não participam dopar eletrônico compartilhado são comumente chamados elétrons não-ligantes ou pares eletrôni-cos isolados.

Consideremos, como terceiro exemplo, a formação da molécula da substância simples oxigênio (O2):

Cada átomo de oxigênio tem apenas seis elétrons na camada de valência. Os dois átomos se unemcompartilhando dois pares eletrônicos, de modo que cada átomo “exerça domínio” sobre oito elétrons.Forma-se assim uma ligação dupla entre os átomos, que é indicada por dois traços na representaçãoO O (nos exemplos do H2 e do Cl2, o único par eletrônico comum constitui uma ligação simples).

Como quarto exemplo, vejamos a formação da molécula da substância simples nitrogênio (N2):

xxO OOx

x

x x

x xO oux x

x xOO

Todos os exemplos dados até agora foram desubstâncias simples. No entanto, as ligações covalentesaparecem ainda com maior freqüência entre as subs-tâncias compostas, como passamos a ilustrar.

• Formação da molécula do cloridreto ou gásclorídrico (HCl) (página ao lado; uso de co-res-fantasia):

Gilbert Newton Lewis

Nasceu nos Estados Unidos em1875. Foi professor de Química naUniversidade de Berkeley, na Cali-fórnia. Lewis criou a teoria das liga-ções covalentes imaginando os elé-trons orientados em certas direções,nas quais formariam ligações quími-cas (1916). Importante também foisua nova teoria ácido-base (1923),que ampliou os conceitos aceitos atéentão. Lewis faleceu em 1946.

xx

xN x

xN

Fórmula de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular

N N2N

xCl H ClHx (ou H Cl) BET

TMA

NN

/CO

RB

IS-S

TOC

KPH

OTO

S

xx

xN NNx

x

xxx

xxN ou NN

Cada átomo de nitrôgênio tem apenas cinco elétrons na camada periférica. Eles se unem compar-tilhando três pares eletrônicos. Forma-se assim uma ligação tripla entre os átomos, que é indicadapelos três traços na representação N N. Desse modo, cada átomo está com o octeto completo, poisalém de seus cinco elétrons, compartilha três elétrons com o átomo vizinho.

Concluindo, definimos:

Ligação covalente ou covalência é a união entre átomos estabelecida por paresde elétrons.

Nesse tipo de ligação, a valência recebe o nome particular de covalência e corresponde ao númerode pares de elétrons compartilhados.

As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados pelos sinais • e x são chamadas fórmulaseletrônicas ou fórmulas de Lewis.

Quando os pares eletrônicos covalentes são representados por traços ( ), chamamos essas repre-sentações de fórmulas estruturais planas; no último exemplo considerado:


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xCl ClClx

x x

x x

xx Cl

x x

x x

xx ou ClCl





xxO OOx

x

x x

x xO oux x

x xOO





xx

xN x

xN


N N2N


TMA

NN

/CO

RB

IS-S

TOC

KPH

OTO

S

xx

xN NNx

x

xxx

xxN ou NN








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xCl ClClx

x x

x x

xx Cl

x x

x x

xx ou ClCl





xxO OOx

x

x x

x xO oux x

x xOO





xx

xN x

xN


N N2N


TMA

NN

/CO

RB

IS-S

TOC

KPH

OTO

S

xx

xN NNx

x

xxx

xxN ou NN








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Agora, o comprimento da ligação (d ) será a soma dos raioscovalentes (r1 1 r2) dos átomos envolvidos na covalência. O assunto naverdade é mais complicado, pois o raio covalente de um átomo pode variarconforme ele venha a se ligar a átomos diferentes.

• Formação da molécula de água (H2O):

d

r1 r2

Cl

H

• Formação da molécula do amoníaco ou gás amônia (NH3):

• Formação da molécula do gás carbônico (CO2):

x xO H OH HHx x H Hou O

N xxHHx x N

H

HH H Hou N

Nx

Hx

Continuamos notando que cada átomo termina ficando com o octeto completo. De fato, cadaoxigênio, além de seus seis elétrons, passa a ter mais dois (compartilhados com o carbono); e o átomode carbono, além de seus quatro elétrons, passa a ter mais quatro (dois compartilhados com um dosátomos de oxigênio e mais dois compartilhados com o outro).

Como conclusão, podemos dizer que a ligação é covalente quando os dois átomos apresentam atendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na últimacamada eletrônica, ou seja, quando os dois átomos já se “avizinham” na configuração de um gás nobre(e mais o hidrogênio, que, apesar de possuir apenas um elétron, está próximo da configuração dohélio). Em outras palavras, a ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou semi-metais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio. Pela Classificação Periódica, visualizamosperfeitamente os elementos que se ligam por covalência:

COx x

x x

xx Ox

x x

x x

x CO Oxx

xx C O ou

x x

x xOx x

x x

B

Ge

Si

C

As

Sb

P

N

Se

Te

Po

S

O

Br

I

At

Cl

F

1A

2A

8A

3A 7A4A 5A 6A

Hidrogênio

SemimetaisNão-metais

H

3.2. Caso particular da ligação covalenteVejamos como primeiro exemplo a formação da molécula de gás sulfuroso (SO2):

S

O

O OOx x

x x

xx O

x x

x x

xx

Ox x

xx

xx

S

Ox x

x x

xx O

x x

x x

xx O

x x

x x

xx

xxO

x x

x xS S

Observe que o par eletrônico destacado (que está ligando o enxofre ao segundooxigênio) pertencia, de início, apenas ao enxofre. Trata-se não mais da ligação covalenteusual, em que cada ligação é formada por 1 elétron de cada átomo, mas de uma covalênciaespecial, na qual o par eletrônico é cedido apenas por um dos átomos da ligação. Antiga-mente, esse tipo de ligação era denominado de ligação dativa e indicado por uma setaque vai do átomo doador para o átomo receptor do par eletrônico, como mostramos aolado. De qualquer modo, você continuará contando 8 elétrons ao redor de cada átomo.

O caso do anidrido sulfúrico (SO3) é semelhante:

SO O


Rep

rodu

ção

proi

bida

. Art

.184

doC

ódig

oP

enal

eLe

i 9.6

10de

19de

feve

reiro

de19

98.






Ou, abreviadamente:

Antes da reação


Após a reação



Ou, ainda:

H Hx H Hx



H Hx H H

+ +

–

–



d

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Rep

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Ou, abreviadamente:

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Ou, ainda:

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Ou, abreviadamente:

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Após a reação



Ou, ainda:

H Hx H Hx



H Hx H H

+ +

–

–



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fórmulaeletrônica fórmulaestrutural

Nestaúltima representação,o traço (—)está indicandoopar de elétronsqueosdois átomosdehidrogêniopassamacompartilhar.

AmoléculaH2éestável(istoé,osátomosnãoseseparam)porqueháumequilíbrioentreasforçasdeatraçãoelétrica(entrenúcleoseelétrons)easforçasderepulsãoelétrica(entreosdoisnúcleoseentreosdoiselétrons),comoilustradonafiguraaseguir.

Outrosexemplos:

R

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144


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x x

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x xO oux x

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AligaçãocovalenteocorreentredoisoumaisAMETAIS.

4

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152

4.2. A ligação metálicaUma das principais características dos metais é a condução fácil da eletricidade. A consideração de

que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da chamada teoria da nuvem eletrônica(ou teoria do mar de elétrons), que passamos a explicar.

Em geral, os átomos dos metais têm apenas 1, 2 ou 3 elétrons na últimacamada eletrônica; essa camada está normalmente afastada do núcleo, que, conse-qüentemente, atrai pouco aqueles elétrons. Como resultado, os elétrons escapamfacilmente do átomo e transitam livremente pelo reticulado. Desse modo, os áto-mos que perdem elétrons transformam-se em cátions, os quais podem, logo de-pois, receber elétrons e voltar à forma de átomo neutro, e assim sucessivamente.

Concluindo, podemos dizer que, segundo essa teoria, o metal seria um aglomerado de átomosneutros e cátions, mergulhados em uma nuvem (ou “mar”) de elétrons livres (costuma-se tambémdizer que esses elétrons estão deslocalizados). Assim, a “nuvem” de elétrons funcionaria como umaligação metálica, mantendo os átomos unidos.

4.3. Propriedades dos metaisEm virtude de sua estrutura e do tipo de ligação, os metais apresentam uma série de propriedades

características que, em geral, têm muitas aplicações práticas em nosso dia-a-dia. Listamos abaixo aque-las que podemos citar como principais propriedades dos metais.

• Brilho metálico: os metais, quando polidos, refletem a luz como se fossem espelhos, o quepermite o seu uso em decoração de edifícios, lojas etc.

• Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais, em geral, são bons condutores de calore eletricidade. Isso é devido aos elétrons livres que existem na ligação metálica, como foi explica-do no item anterior, e que permitem um trânsito rápido de calor e eletricidade através do metal.A condução do calor é importante, por exemplo, no aquecimento de panelas domésticas e cal-deiras industriais; a condução da eletricidade é fundamental nos fios elétricos usados nas residên-cias, escritórios e indústrias.

• Densidade elevada: os metais são, em geral, densos. Isso resulta das estruturas compactas,explicadas na página anterior, e está também de acordo com a variação das densidades absolu-tas, vista na página 127, no estudo das propriedades periódicas dos elementos químicos.

• Pontos de fusão e de ebulição elevados: os metais, em geral, fundem e fervem em temperatu-ras elevadas, como vimos na página 127, no estudo das propriedades periódicas. Isso aconteceporque a ligação metálica é muito forte, e “segura” os átomos unidos com muita intensidade.Note que isso é muito importante na construção de caldeiras, tachos, reatores industriais etc., emque ocorrem aquecimentos intensos.

• Resistência à tração: os metais resistem bastante às forças que, quando aplicadas, tendem aalongar uma barra ou fio metálico. Essa propriedade é também uma conseqüência da “força”com que a ligação metálica mantém os átomos unidos. Uma aplicação importante da resistênciaà tração é a aplicação dos metais em cabos de elevadores ou de veículos suspensos (como osbondinhos do Pão de Açúcar, no Rio de Janeiro); outra aplicação é a colocação de vergalhões deaço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente 2 é o chamado concretoarmado, de largo uso na construção de pontes, edifícios etc.

• Maleabilidade: é a propriedade que os metais apresentam dese deixarem reduzir a chapas e lâminas bastante finas, o que seconsegue martelando o metal aquecido ou, então, passando ometal aquecido entre cilindros laminadores, que o vão acha-tando progressivamente, originando, assim, a chapa metálica(essa mesma técnica é usada nos cilindros que “abrem” massa de macarrão, pastel etc.). Isso épossível porque os átomos dos metais podem “escorregar” uns sobre os outros. Essa é uma daspropriedades mais importantes dos metais, se considerarmos que as chapas metálicas são muitousadas na produção de veículos, trens, navios, aviões, geladeiras etc. O ouro é o metal maismaleável que se conhece; dele são obtidas lâminas com espessura da ordem de 0,0001 mm,usadas na decoração de imagens, estatuetas, bandejas etc.

1

1

1 1

1


4–LIGAÇÃOMETÁLICA(METAL+METAL)

Uma das principais características dosmetais é a condutividade elétrica. A consideração de que a correnteelétricaéumfluxodeelétronslevouàcriaçãodachamadateoriadanuvemeletrônica(outeoriadomardeelétrons).

Segundoessateoria,ometalseriaumaglomeradodeátomosneutrosecátions,mergulhadosemumanuvem(ou“mar”)deelétronslivres(costuma-setambémdizerqueesseselétronsestãodeslocalizados).Assim,a“nuvem”deelétronsfuncionariacomoumaligaçãometálica,mantendoosátomosunidos.

Propriedadesdosmetais

• Brilhometálico:osmetais,quandopolidos, refletema luz comose fossemespelhos,oquepermiteo seuusoemdecoraçãodeedifícios,lojasetc.

• Condutividadestérmicaeelétricaelevadas:osmetais,emgeral,sãobonscondutoresdecaloreeletricidade.Issoédevidoaoselétronslivresqueexistemnaligaçãometálica,

• Densidadeelevada:osmetaissão,emgeral,densos.Issoresultadasestruturascompactas.

• Pontos de fusão e de ebulição elevados: osmetais, em geral, fundem e fervem em temperaturas elevadas. Issoaconteceporquealigaçãometálicaémuitoforte,e“segura”osátomosunidoscommuitaintensidade.

• Maleabilidade:éapropriedadequeosmetaisapresentamdesedeixaremreduzirachapaselâminasbastantefinas.

• Ductilidade: é a propriedade que osmetais apresentam de se deixarem transformar em fios, o que se consegue“puxando”ometalaquecidoatravésdefuroscadavezmenores.

Fonte:Química / Ricardo Feltre. — 6. ed. — São Paulo : Moderna, 2004.

EXERCÍCIOS1.(Uerj2015)Parafabricarumdispositivocondutordeeletricidade,umaempresadispõedosmateriaisapresentadosnatabelaabaixo:Material ComposiçãoquímicaI CII SIII AsIV FeSabe-sequeacondutividadeelétricadeumsólidodependedotipodeligaçãointeratômicaexistenteemsuaestrutura.

Nosátomosquerealizamligaçãometálica,oselétronslivressãoosresponsáveisporessapropriedade.Assim,omaterialmaiseficienteparaafabricaçãododispositivoérepresentadopeloseguintenúmero:a)Ib)IIc)IIId)IV2.(Uerj2015)EmfinsdoséculoXVI,foifeitaumadasprimeirasaplicaçõespráticasdeumapilha:a

5

decomposiçãodaáguaemoxigênioehidrogênio,processodenominadoeletrólise.Jánaquelaépoca,combasenesseexperimento,sugeriu-sequeasforçasresponsáveispelasligaçõesquímicasapresentamaseguintenatureza:a)nuclearb)elétricac)magnéticad)gravitacional3.(Uerj2015)Paraqueosfogosdeartifícioproduzamcoresdiferentes,osfabricantesmisturamàpólvorasaisdealgunsmetais,comoosdatabelaaseguir.

Metal Coloraçãoobtida

bário verdecálcio laranjacobre azul

estrônciooulítio vermelhaferro douradasódio amarela

titânio,alumíniooumagnésio prateada

Considerandoasinformaçõesdatabelaacima,identifiqueometalalcalinoterrosoresponsávelpelacorprateadaeapresenteafórmulamínimadocloretoformadoporesseelemento;emseguida,aponteacoloraçãoobtidapelometalquepossuimenorraioatômicoedetermineseunúmerodeoxidaçãoquandonaformadecátion.TEXTOPARAAPRÓXIMAQUESTÃO:Utilizeasinformaçõesaseguirpararesponderà(s)seguinte(s)questão(ões)Ociclodonitrogênioéextremamenteimportanteparaosseresvivos.Esseelementofazpartedediversoscompostosorgânicos,comoproteínaseácidosnucleicos.Natabela,háexemplosdeformasquímicasdonitrogênioincorporadasporalgunsseresvivos.

Seresvivos Compostonitrogenadoorgânico inorgânico

Plantas

aminoácidos

amônia( 3NH )

nitrato( 3NO− )

bactérias

amônia( 3NH )

nitrato( 3NO− )

nitrito( 2NO− )animais -

4.(Uerj2014)Onitrato,íondegeometriatrigonalplana,servecomofontedenitrogênioparaasbactérias.Observeasseguintesfórmulasestruturais:

Afórmulaquecorrespondeaoíonnitratoestáidentificadapeloseguintenúmero:a)Ib)IIc)IIId)IV5.(Uerj2013)Onióbioéummetalencontradoemjazidasnaturais,principalmentenaformadeóxidos.Emumajazidaquecontenhanióbiocomnúmerodeoxidação+5,afórmuladoóxidopredominantedessemetalcorrespondea:a)NbO5b)Nb5Oc)Nb5O2d)Nb2O56.(Uerj2011)AsoluçãodeHCℓemáguaécapazdeconduzircorrenteelétrica,massuasoluçãoembenzenonãoapresentacondutividade.ClassifiquealigaçãointeratômicapresentenamoléculadeHCℓeexpliqueadiferençadecondutividadeelétricaentreasduassoluções.7.(Uerj2004)Nosmotoresdecombustãointerna,osulfetodehidrogênio,presenteemcombustíveis,éconvertidonopoluenteatmosféricoóxidodeenxofreIV,comomostrasuaequaçãodecombustãoabaixo.

H2S(g)+3/2O2(g)→ SO2(g)+H2O(ℓ)Osulfetodehidrogênioéextraídodoscombustíveisporumsolventequepossuibaixapolaridademolecularenaturezaácido-básicaopostaàsua.AsfórmulaseletrônicasdosulfetodehidrogênioedoóxidodeenxofreIVestão,respectivamente,representadasem:

6

8.(Uerj2003)Atabelaaseguirapresentaalgumaspropriedadesdetrêssubstânciasinorgânicasbinárias.

Emcondiçõesnormais,podemosconcluirqueassubstânciasI,IIeIIIseapresentam,respectivamente,nosseguintesestadosfísicos:a)sólido,sólido,líquidob)sólido,líquido,sólidoc)líquido,líquido,sólidod)líquido,sólido,líquido9.(Uerj2001)Afiguraaseguirrepresentaoátomodeumelementoquímico,deacordocomomodelodeBohr.

(HARTWIG,D.R.eoutros."Químicageraleinorgânica."

SãoPaulo.Scipione,1999.)Paraadquirirestabilidade,umátomodoelementorepresentadopelafiguradeveráefetuarligaçãoquímicacomumúnicoátomodeoutroelemento,cujosímboloé:a)Cb)Fc)Pd)S10.(Uerj1998)Apesardaposiçãocontráriadealgunsortodontistas,estásendolançadanomercadointernacionala"chupetaanticárie".Elacontémflúor,umjáconsagradoagenteanticáries,exylitol,umaçúcarquenãoprovocacárieeestimulaasucçãopelobebê.Considerandoqueoflúorutilizadoparaessefimaparecenaformadefluoretodesódio,aligaçãoquímicaexistenteentreosódioeoflúorédenominada:a)iônicab)metálicac)dipolo-dipolod)covalenteapolar

11.(Ufrj2005)Umprofessordecidiudecorarseulaboratóriocomum"relógiodeQuímica"noqual,nolugardashoras,estivessemalgunselementos,dispostosdeacordocomseusrespectivosnúmerosatômicos,comomostraafigura.

Indiqueafórmulamínimaeotipodeligaçãodocompostoeletricamenteneutroqueéformadoquandoorelógiodoprofessormarca:a)novehoras;b)setehorasecincominutos.12.(EnemPPL2012)Afosfatidilserinaéumfosfolipídioaniônicocujainteraçãocomcálciolivreregulaprocessosdetransduçãocelularevemsendoestudadanodesenvolvimentodebiossensoresnanométricos.Afigurarepresentaaestruturadafosfatidilserina:

Combasenasinformaçõesdotexto,anaturezadainteraçãodafosfatidilserinacomocálciolivreédotipoDado:númeroatômicodoelementocálcio:20a)iônicasomentecomogrupoaniônicofosfato,jáqueocálciolivreéumcátionmonovalente.

b)iônicacomocátionamônio,porqueocálciolivreérepresentadocomoumânionmonovalente.

c)iônicacomosgruposaniônicosfosfatoecarboxila,porqueocálcioemsuaformalivreéumcátiondivalente.

d)covalentecomqualquerdosgruposnãocarregadosdafosfatidilserina,umavezqueestespodemdoarelétronsaocálciolivreparaformaraligação.

e)covalentecomqualquergrupocatiônicodafosfatidilserina,vistoqueocálcionasuaformalivrepoderácompartilharseuselétronscomtaisgrupos.

professor: marcelo vizeu disciplina: química · um átomo adquire estabilidade quando possui 8...

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