E-books PCNA

Vol. 1

ELEMENTAR

CAPÍTULO 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS

QUÍMICA

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1 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

SUMÁRIO

Apresentação -------------------------------------------- 2

Capítulo 2 ------------------------------------------------- 3

2. Ligações Químicas ---------------------------------- 3

2.1. Ligação Iônica ------------------------------------ 4

2.2. Ligação Metálica: -------------------------------- 4

2.3. Ligação Covalente -------------------------------- 5

2.3.1. Fórmulas---------------------------------------------- 6

2.3.2. Polaridade das ligações ----------------------------- 7

2.3.3. Ressonância ----------------------------------------- 10

2.3.4. Geometria Molecular ------------------------------ 10

2.4. Ligações Intermoleculares ------------------- 14

2.4.1. Forças de van der Waals ou força de Debye – Dipolo Induzido ------------------------------------------- 14

2.4.2. Forças de Keesom-dipolo permanente ---------- 14

2.4.3. Forças de London - Dipolo instantâneo --------- 14

EXERCÍCIOS PROPOSTOS ------------------------ 16

GABARITO --------------------------------------------- 22

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2 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

Apresentação

Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de

cursar gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências

Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas

no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso

auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para

enfrentar melhor o programa curricular do seu curso.

Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em

Química Elementar do PCNA. Este é o segundo de uma

série de o i t o E-books que vão lhe acompanhar durante

o curso, o professor utilizará este material como apoio às

suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as

atividades propostas.

A série “E-books PCNA-Química” foi desenvolvida

com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de

Química Elementar.

Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de

Ligações Químicas. É bom lembrar que não se pode

aprender Química sem alguns pré-requisitos, que muitas

vezes não valorizamos por acharmos simples e

descomplicados, todavia, atenção e compreensão se fazem

necessária.

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3 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

Capítulo 2

2. Ligações Químicas

É fato que são poucos os elementos encontrados na

natureza de forma isolado. Apenas 6 são encontrados na

forma de átomos isolados e são os gases nobres. A partir da

configuração eletrônica destes elementos e da estabilidade

que eles possuem estipulou-se a seguinte regra, denominada

a Regra do Octeto:

“Os átomos dos diferentes elementos ligam-se entre si,

cedendo, recebendo ou compartilhando elétrons, na

tentativa de adquirir uma configuração igual à de um gás

nobre: oito elétrons na camada de valência, ou dois

elétrons, se a camada de valência for a 1ª camada”.

Obs.: Existem exceções (como sempre)! Ai vão algumas:

Ex: BF3, PCl5 e AlF3 respectivamente.

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4 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

• Tipos de Ligações

2.1. Ligação Iônica

A ligação iônica é aquela que ocorre pela atração elétrica

entre íons positivos e negativos e formam compostos iônicos

(≠ de molécula).

Esses íons são formados, de modo geral, quando se

encontram juntos átomos de metais e ametais, sendo que

ocorre transferência de elétrons dos metais para os ametais.

Figura 2.1 – Representação da captura de elétron

2.2. Ligação Metálica:

Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre

a liberação parcial dos elétrons mais externos, com a

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5 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

consequente formação de íons positivos. Uma amostra de

metal é constituída por esses cátions, os quais são

estabilizados pelos elétrons que foram liberados e envolve a

estrutura como uma nuvem eletrônica.

Figura 2.2 – Representação de uma nuvem de elétrons

2.3. Ligação Covalente

Se caracteriza pelo compartilhamento de pares de elétrons de

valência entre os átomos que participam da ligação, em vista

de adquirirem estabilidade. Desta maneira são formadas as

moléculas.

Figura 2.3 – Representação do compartilhamento de

elétrons

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6 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

• Ligação Sigma (σ) – Ligação covalente sigma é

aquela em que os orbitais atômicos se interpenetram

segundo um mesmo eixo.

• Ligação Pi (π) – Ligação covalente pi é aquela feita

pela interpenetração de orbitais p, através de eixos

paralelos.

2.3.1. Fórmulas

Podemos representar a ligação covalente entre os átomos

e a formação de moléculas através de 3 fórmulas diferentes

(usaremos o gás hidrogênio como exemplo):

a) Fórmula eletrônica ou Fórmula de Lewis: Indicam-se

todos os elétrons da última camada de cada átomo,

colocando lado a lado aqueles que estão sendo

compartilhados.

H H H H

b) Fórmula estrutural: Evidencia a estrutura da ligação,

ou seja, cada par de elétrons compartilhado é

representado por um traço.

H – H

c) Fórmula molecular: Mostra apenas o tipo e a

quantidade de átomos que formam 1 molécula. De um

modo geral, é montada da seguinte maneira.

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7 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

Escrevem-se os símbolos dos átomos em ordem

crescente de eletronegatividade (o menos

eletronegativo primeiro). Cada símbolo é seguido de

um índice que indica o número de átomos na

molécula. O índice 1 não precisa ser escrito.

H2

2.3.2. Polaridade das ligações

Os modelos usados para representar as ligações

iônicas e covalentes são as situações extremas na ligação. A

ligação covalente pura, onde os átomos compartilham um

par de elétrons igualmente só acontece quando dois átomos

idênticos estiverem ligados entre si. Quando dois átomos

diferentes formarem uma ligação covalente, o par de elétrons

será desigualmente compartilhado. O resultado é uma

ligação covalente polar, uma ligação na qual os dois átomos

têm cargas residuais ou parciais. Mas por que as ligações são

polares? Porque nem todos os átomos estão ligados aos seus

elétrons de valência com a mesma força, nem todos os

átomos assumem elétrons adicionais com a mesma

facilidade. Portanto, os elétrons da ligação não são

igualmente compartilhados entre os átomos. O átomo para o

qual o par é deslocado tem uma maior “parte” do par de

elétrons e, assim adquiri uma carga parcial negativa. Ao

mesmo tempo, o átomo na outra terminação da ligação

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8 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

adquire uma carga parcial positiva. Tal comportamento

caracteriza uma ligação polar.

Figura 2.4 – Polaridade de uma ligação iônica

Em compostos iônicos, o deslocamento do par do

ligante para um dos dois átomos é essencialmente completo

e os símbolos + e – juntamente com os símbolos dos átomos

são representados nas estruturas de Lewis.

Linus Pauling propôs um parâmetro chamado

eletronegatividade para decidir se uma ligação é polar e

determinar qual átomo da ligação é negativo ou positivo:

• Eletronegatividade é a habilidade de um átomo em uma

molécula de atrair elétrons para si. Seu comportamento é

uma das propriedades periódicas da tabela, como já foi visto.

A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso

estudo:

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9 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

Uma decorrência importante do estudo da

eletronegatividade dos elementos é que, em função da

diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos

envolvidos, podemos classificar as ligações covalentes como:

a) Ligações apolares: apresentam diferença de

eletronegatividade igual a zero.

b) Ligações polares: apresentam diferença de

eletronegatividade diferente de zero.

É importante salientar o seguinte: quando essa

diferença ultrapassa o valor de 1,7 a atração exercida por um

dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a ligação

covalente se “rompe”, tornando-se uma ligação iônica.

Uma forma de analisar a polaridade de uma molécula

é comparar os números de:

- Pares eletrônicos ao redor do átomo central;

- Átomos iguais ligados ao átomo central

Se um desses dois números forem diferentes, a

molécula será polar.

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10 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

Exemplos de moléculas apolares: H2, N2, Cl2, O3, S8.

Exemplos de moléculas polares: HCl, H2O, CO2, NH3, BCl3,

CH4.

2.3.3. Ressonância

Chamamos de ressonância, a deslocalização constante

e permanente dos elétrons de ligações do tipo π em uma

molécula.

Tomemos como exemplo a molécula de SO2. Como os

dois átomos de oxigênio são iguais, eles devem se ligar ao

enxofre de maneira idêntica. Não faz muito sentindo

dizermos que o enxofre estabelece com um dos átomos de

oxigênio duas ligações comuns e com o outro, uma ligação

dativa. Sendo assim, a ligação π apresenta ressonância entre

os dois átomos de oxigênio e os elétrons da ligação π evolvem

os 3 átomos, o tempo todo como uma nuvem eletrônica.

Outro exemplo importante é a ressonância que ocorre

entre os átomos de carbono da molécula de benzeno C6H6.

2.3.4. Geometria Molecular

a) Molécula formada por 2 átomos

A geometria será sempre linear, independente dos átomos

envolvidos.

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11 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

Ex.: H2, F2, HCl, CO.

b) Molécula formada por 3 átomos

b.1) A geometria será linear se o átomo central não possuir

par de elétrons emparelhados disponíveis.

Ex.: CO2, HCN, BeH2.

b.2) A geometria será angular se o átomo central possuir par

de elétrons emparelhados disponíveis.

Ex.: H2O, H2S, SO2.

c) Molécula formada por 4 átomos

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12 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

c.1) A geometria será trigonal plana (triangular), se o átomo

central não possuir par de elétrons emparelhados

disponíveis.

Ex.: SO3, COCl2, CH2O, BF3.

c.2) A geometria será piramidal (pirâmide trigonal), se o

átomo central possuir par de elétrons emparelhados

disponíveis

Ex.: NH3, PI3, NCl3.

d) Molécula formada por 5 átomos

A geometria será sempre tetraédrica, independentemente

dos átomos envolvidos.

Ex.: CH4, CHCl3, SiCl4, POCl3.

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e) Molécula formada por 6 átomos

A geometria será bipirâmide triangular ou bipirâmide

trigonal.

Ex.: PCl5.

f) Molécula formada por 7 átomos

A geometria será octaédrica.

Ex.: SF6.

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14 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

2.4. Ligações Intermoleculares

São as forças de atração que mantém as moléculas unidas.

Atualmente se resumem em 3 tipos de forças.

2.4.1. Forças de van der Waals ou força de Debye – Dipolo Induzido

As forças de van der Waals ou de dipolo induzido são

forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares ou entre

átomos de gases nobres.

2.4.2. Forças de Keesom-dipolo permanente

As forças de dipolo permanente são responsáveis pela

atração existente entre moléculas polares.

2.4.3. Forças de London - Dipolo instantâneo

Os elétrons que constituem a nuvem eletrônica de uma

molécula estão em constante movimento, assim, se

pudéssemos tirar fotografias dessa nuvem, elas não

representariam a mesma imagem.

Ou seja, em moléculas apolares, há possibilidade de

tornar-se polar durante um curto período de tempo.

Entretanto, esse tempo é o bastante para que deforme a

nuvem de outra molécula apolar e induza-a, de modo a

formar dois pólos distintos (positivo e negativo).

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15 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

Figura 2.5 – Representação das Forças de London

2.4.2. Pontes de Hidrogênio

Pontes de hidrogênio são forças de atração de

natureza elétrica, do tipo dipolo permanente, porém bem

mais intensas. Elas ocorrem quando a molécula possui

hidrogênio ligado a elemento muito eletronegativo como o

flúor, o oxigênio ou o nitrogênio.

Assim temos a ordem de ligação da mais forte para a

mais fraca, a seguir:

Pontes de Hidrogênio > Dipolo Permanente > Induzido

E usando esta ordem é possível prever qual ligação possui ponto de fusão e ebulição maior que a outra.

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16 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

EXERCÍCIOS PROPOSTOS

Aqui estão questões relacionadas ao capítulo

estudado. É importante o esforço para resolver todas as

questões. Em caso de dúvidas os monitores do programa

estão prontos para lhe ajudar. Bons estudos!

1) Considere as configurações eletrônicas de dois

elementos A e B no estado fundamental.

A = 1s22s22p63s23p64s2

B = 1s22s22p63s23p5

Ao reagirem, a fórmula do composto formado por A e

B e o tipo de ligação química da molécula serão,

respectivamente:

a) AB; ligação covalente.

b) A2B; ligação iônica.

c) AB2; ligação iônica.

d) AB3; ligação metálica.

e) A3B; ligação covalente.

2) A água, a amônia e o metano têm massas moleculares

muito próximas. Apesar disso, a água possui um ponto de

ebulição muito mais elevado do que o da amônia e o do

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17 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

metano. Essas observações experimentais podem ser

explicadas porque:

a) A água apresenta ligações iônicas, enquanto o metano e a

amônia são formados por ligações covalentes.

b) Os tipos de ligação não interferem no ponto de ebulição.

c) Todos os três compostos têm ligações covalentes, porém a

amônia e o metano são polares.

d) As moléculas de água apresentam ligações covalentes O –

H, facilmente rompíveis.

e) A água possui moléculas polares que formam ligações de

pontes de hidrogênio, aumentando a força de coesão entre

suas moléculas.

3) Das espécies químicas abaixo, indique aquela que

NÃO obedece à regra do octeto.

a) MgBr2

b) AlCl3

c) CO2

d) NaCl

e) SO2

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18 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

4) As ligações químicas nas substâncias K (s), HCl(g),

KCl(s) e Cl2(g), são respectivamente:

a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar.

b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar.

c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente

apolar.

d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar.

e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica.

5) Abaixo são apresentados quatro elementos químicos

com seus respectivos números atômicos.

1. Na (Z = 11);

2. S (Z = 16);

3. Al (Z = 13);

4. N (Z = 7);

Analise as afirmativas abaixo:

I. A ligação entre 1 e 2 será iônica.

II. A ligação entre 4 e 4 será metálica.

III. A ligação entre 3 e 3 será metálica.

IV. A ligação entre 1 e 4 será covalente.

Assinale a alternativa que apresenta as afirmações corretas.

a) I e III.

b) II e IV.

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19 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

c) I e IV.

d) II e III.

e) III e IV.

6) A existência de pontes de hidrogênio só é possível

entre compostos quando há:

a) Um elemento fortemente eletropositivo ligado a um

átomo de hidrogênio.

b) Dois elementos: um fortemente eletropositivo e outro

fortemente eletronegativo, ligados entre si.

c) Um elemento fortemente eletronegativo, dotado de pares

de elétrons não compartilhados, ligado ao hidrogênio.

d) Um aumento muito grande na intensidade das forças de

London.

e) Uma ligação química entre o hidrogênio e os elementos de

transição externa.

7) Um elemento M da família dos metais alcalino-

terrosos forma um composto binário iônico com um

elemento X da família dos halogênios. Assinale, entre as

opções abaixo, a fórmula mínima do respectivo composto:

a) MX. b) MX2. c) M2X.

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20 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

d) M2X7. e) M7X2.

8) Dois átomos P e Q, de configurações eletrônicas do

último nível igual a 2p5 e 2p4 , respectivamente, formam

ligações do tipo _________________ e a fórmula do

composto formado é _________.

a) iônica; PQ.

b) covalente; PQ.

c) iônica; P2Q.

d) covalente; P2Q.

e) covalente; P5Q4.

9) Os compostos BF3, SO2, PH3, CO2 são moléculas de

configuração espacial, respectivamente:

a) trigonal, angular, trigonal, linear.

b) piramidal, angular, piramidal, angular.

c) trigonal, angular, piramidal, linear.

d) trigonal, linear, piramidal, linear.

e) piramidal, angular, piramidal, linear.

10) As polaridades das ligações e a polaridade final das

moléculas de CO2, SO2 e N2, são respectivamente:

a) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações

polares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula

apolar.

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21 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

b) CO2; ligações polares e molécula polar. SO2; ligações

apolares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula

apolar.

c) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações

polares e molécula polar. N2; ligações apolares e molécula

apolar.

d) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações

polares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula

polar.

e) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações

polares e molécula polar. N2; ligações apolares e molécula

polar.

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22 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

GABARITO

1) Letra C.

O elemento A tem 2 elétrons na última camada, logo é

um metal alcalino terroso. O elemento B tem 7 elétrons na

última camada, portanto, um halogênio (ametal). Desse

modo: metal + ametal configura uma ligação iônica.

2) Letra E.

O item a está incorreto por que a água não faz ligação

iônica e sim covalente. Já o item b está incorreto porque as

ligações mais fortes têm um ponto de ebulição mais elevado

devido ao alto grau de coesão entre as moléculas. No item c

está incorreto afirmar que a metano é polar, pois ele é apolar.

Finalmente, o item d está errado ao afirmar que as ligações

da água são facilmente rompíveis, o que está incorreto devido

a molécula da água possuir ligações de hidrogênio que

aumenta a coesão entre as moléculas.

3) Letra B.

O alumínio se estabiliza com 6 elétrons na última

camada.

4) Letra A.

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23 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 2

5) Letra A.

6) Letra C.

7) Letra B.

8) Letra D.

9) Letra C.

10) Letra C.