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LIGAÇÕES QUÍMICAS
TEORIA CORPUSCULAR
1 INTRODUÇÃO
O fato de os gases nobres existirem na natureza como átomos isolados, levou os cientistas
KOSSEL e LEWIS a elaborar um modelo para as ligações químicas. Esse modelo ficou conhecido
como TEORIA DOS OCTETOS.
O postulado básico da teoria do octeto diz que os átomos se tornam estáveis quando
adquirem a estrutura eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica. Para tal, os
átomos podem ganhar, perder ou compartilhar elétrons.
Nota:A regra do octeto é uma generalização muito útil para fazer previsões sobre ligações. Há,
entretanto, várias exceções. Os metais de transição, assim como chumbo e estanho não
costumam obedecer à regra do octeto.
Dos elementos que obedecem à regra do octeto, apenas Hidrogênio e Lítio adquire a
configuração do gás nobre Hélio.
Os elétrons envolvidos na formação das ligações, pertencem a níveis energéticos mais
externos (camadas de valência).
O símbolo de Lewis generalizados para os elementos representativos é dado a seguir:
2 TIPOS DE LIGAÇÕES INTERATÔMICAS
2.1 Ligação Iônica ou Eletrovalente
Regra: Na ligação iônica metal (1 a 4 elétrons na camada de valência) combina-se com nãometal (4 a 7 elétrons na última camada) ou com Hidrogênio.
Mecanismo: Ocorre transferência de elétrons do metal para o não-metal ou hidrogênio.
Natureza da ligação: Na ligação iônica os íons ligam-se por força eletrostática.
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2.2 Ligação Covalente ou Molecular
Regra: Na ligação covalente não-metal (4 a 7 elétrons na camada de valência) combina-se com:
a) não-metal
b) hidrogênio
c) semi-metal
Mecanismo: Na ligação covalente ocorre compartilhamento de elétrons:
Natureza da ligação: Na ligação os elétrons são compartilhados pelos átomos ligantes. Os
átomos ligam-se por força magnética.
2.3 Ligação Metálica
A ligação metálica ocorre entre os metais.
O modelo usado para explicar a ligação metálica chama-se
“modelo da nuvem eletrônica”. Segundo este modelo, um sólido
metálico é formado pelos núcleos dos átomos imersos numa
nuvem de elétrons formada pelos elétrons da última camada dos
átomos. Os elétrons da nuvem eletrônica apresentam grande
mobilidade e são responsáveis pela boa condutividade elétrica
apresentada pelos metais.
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3 VALÊNCIA E FORMULAÇÃO
Valência é o número de elétrons transferidos, recebidos ou compartilhados por um átomo
numa ligação química.
Ex.:
2+
Ca Cl2-
valências: Cálcio: 2+ e Cloro: 1-
Nota: A valência costuma ser dividida em eletro-valência e covalência, no caso de haver
transferência e compartilhamento de elétrons, respectivamente.
4 TIPOS DE LIGAÇÕES COVALENTES
4.1 Ligação Covalente ou Normal
O par eletrônico da ligação é formado por um elétron de cada átomo.
Ex.:
2
2
2
2
2
4
C ... 1s 2s 2p
6
O ... 1s 2s 2p
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Nota: O número de pares eletrônicos de união, estabelecidos por um não-metal, é igual ao n.º de
elétrons que lhe faltam para adquirir o octeto.
Assim as ligações covalentes podem ser:
LIGAÇÃO SIMPLES
LIGAÇÃO DUPLA
LIGAÇÃO TRIPLA
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4.2 Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
O par eletrônico compartilhado na ligação provém de um só átomo.
4.3 Anomalias
Algumas moléculas não atendem à TEORIA DOS OCTETOS:
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5 POLARIDADE DE LIGAÇÕES
5.1 Ligação Covalente Apolar
Ligação covalente de átomos de mesma eletronegatividade.
Ex.:
Características:
O par eletrônico é igualmente atraído pelos dois núcleos atômicos.
O centro de cargas positivas coincide com o centro de cargas negativas.
5.2 Ligação Covalente Polar
Ligação covalente entre átomos de eletronegatividades diferentes.
Ex.:
Características:
O par eletrônico está mais próximo do átomo de maior eletronegatividade.
O centro de carga positiva não coincide com o centro de cargas negativas. Na molécula de HCl
teremos:
5.3 Polaridade de uma Ligação
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade dos átomos que se ligam, maior será a
polaridade da ligação.
A polaridade de uma ligação é medida através de seu momento dipolar. O momento
dipolar, representado por d, é uma grandeza vetorial de sentido convencional e módulo dado pelo
produto da carga elétrica situada em cada átomo pela distância entre elas. A carga é dada em
unidades eletrostáticas e a distância em Angstron.
ESQUEMA
A unidade do momento dipolar é o Debye representado pela letra D.
Na ligação covalente apolar a distância entre os centros de carga é nula (d=0) e o
momento dipolar da ligação é nulo:
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Na ligação covalente polar existe uma distância d entre os centros de carga, e o momento
dipolar da ligação é diferente de zero:
Ex.:
6 GEOMETRIA MOLECULAR
A geometria de uma molécula é dada pela posição dos núcleos dos átomos que formam a
molécula. Por isso, toda molécula formada por apenas dois átomos será obrigatoriamente linear. É
o que acontece por exemplo com as moléculas de N2, O2 ou CO.
Para os outros casos, há uma teoria criada na década de 60, chamada teoria de repulsão
dos elétrons da camada de valência. Essa teoria funciona muito bem para moléculas, e também
para íons, que apresentam a fórmula geral XYn, na qual X corresponde ao átomo central.
Por essa teoria, os pares eletrônicos que circulam o átomo central tendem a se afastar o
máximo possível, pois possuem cargas de mesmo sinal, e se repelem.
Para se obter a geometria de uma molécula por essa teoria, basta seguir os passos
abaixo:
1º) Escrever a fórmula eletrônica da estrutura e contar quantos pares de elétrons
circundam o átomo central.
Quantos, entre os átomos, estabelecerem uma dupla ou tripla ligação, contaremos
como um par.
2º) Escolher a disposição dos elétrons que circundam o átomo central:
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7 POLARIDADE DE MOLÉCULAS
A polaridade de uma molécula depende da sua geometria e da soma dos vetores momento
dipolar. Se o vetor resultante for nulo, a molécula será apolar, caso contrário, será polar.
Podemos resumir a polaridade das moléculas em duas regras muito simples:
Moléculas de Substâncias Simples
Átomos iguais - apolares: H2, S8, P4 etc.
Átomos diferentes - polares: HF, HCl, CO etc.
Moléculas de Substâncias Compostas
Ligantes iguais sem sobrar elétrons no átomo central sem ser compartilhado - apolares: BeH2,
BF4 etc.
Ligantes diferentes ou pares “sobrando” na última camada sem ser compartilhados - polares:
H2O, NH3, etc.
8 FORÇAS
INTERMOLECULARES
São forças de atração que ocorrem entre moléculas no estado sólido ou líquido.
8.1 Forças de Van der Waals do tipo Dipolo-Dipolo ou
Dipolo Permanente
Ocorrem entre moléculas polares, através da atração que ocorre entre os pólos de cargas
opostas que aparecem nas moléculas.
8.2 Forças de Van der Waals do tipo Dipolo Induzido ou
Forças de London
São forças que aparecem entre moléculas apolares, através da atração entre pólos que se
estabelecem temporariamente, em função do movimento natural dos elétrons ou da repulsão entre
nuvens eletrônicas de moléculas muito próximas. É o que ocorre entre moléculas das substâncias
simples, CO2, hidrocarbonetos e também entre os átomos dos gases nobres no estado líquido ou
sólido.
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8.3 Ligações de Hidrogênio ou Pontes de Hidrogênio
Essas interações aparecem sempre que houver
hidrogênio ligado a F, O ou N.
Comparativamente temos:
Pontes de hidrogênio > dipolo-dipolo > London
As propriedades físicas de uma substância estão diretamente relacionadas com o tipo de
interação que existe entre suas moléculas.
Solubilidade: semelhante dissolve semelhante. As substâncias polares são bastante solúveis em
solventes polares, por exemplo álcool e água, enquanto as apolares em solventes apolares, como
gasolina e óleo.
Temperatura de ebulição: quanto maior a intensidade das forças, maior a temperatura de
ebulição. Se compararmos substâncias que apresentam as mesmas forças intermoleculares,
então a maior temperatura de ebulição fica por conta daquela que apresentar maior massa
molecular.
9 SUBSTÂNCIAS IÔNICAS, MOLECULARES e METÁLICAS
9.1 Substâncias Iônicas
Características:
a) São formadas por íons (simples ou compostos).
Não admitem uma molécula como menor porção.
Ex.:
NaCl - íons Na+ (simples) e Cl- (simples)
K3PO4 - íons K+ (simples) e PO4
3-
(composto)
Nota: Em um íon composto, os átomos estão ligados entre si por meio de ligações covalentes.
b) São sólidos cristalinos:
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c) Apresentam pontos de fusão e ebulição elevados. São duros e quebradiços.
d) São boas condutoras de eletricidade quando fundidas ou em solução aquosa.
9.2 Substâncias Moleculares
Características:
a) São formadas por moléculas. Os átomos na molécula acham-se ligados exclusivamente por
ligações covalentes.
b) Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Apresentam pontos de fusão e ebulição baixos. No
caso de moléculas gigantes ou macromoléculas os pontos de fusão e ebulição são elevados.
Ex.: sílica (SiO2)
c) Quando puras, não conduzem a eletricidade. Certas substâncias fortemente polares quando
dissolvidas em água conduzem a eletricidade, devido à ionização.
9.3 Substâncias Metálicas
Características:
a) São formadas por íons positivos imersos num mar de elétrons.
b) De um modo geral as substâncias metálicas são sólidas abaixo de 30ºC e 1atm só existem
3 metais líquidos: Hg, Cs e Fr.
c) Apresentam altos pontos de fusão e ebulição. Perdem elétrons facilmente, tanto através da
luz (efeito foto elétrico) como pela elevação da temperatura.
d) São excelentes condutores de eletricidade.
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NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
1 DEFINIÇÃO
É a carga real ou aparente de um átomo em uma substância.
O n° de oxidação será uma carga real no caso de íons.
Ex:
Ca 2+ Cl2-
[Ca: carga +2
Nox = 2+
[Cl: carga -1
Nox = 1-
O n° de oxidação será uma carga aparente no caso de estruturas covalentes.
Ex:
H+--- Cl-
[H: mais eletropositivo
Nox = 1+
[Cl: mais eletronegativo
Nox = 1-
H ---- H [Nox : 0 (os átomos têm mesma
eletronegatividade)
2 REGRAS PRÁTICAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX
1a. O nox de um elemento em uma substância simples é igual a zero.
Ex: H2, N2, O2, I2, etc.
2a. O nox dos metais alcalinos em seus compostos é sempre (1+) e dos metais alcalinos-terrosos
é sempre (2+).
Ex: Ca2+I2 ; Ba2+SO4 ; Na3+PO4 ; K+NO3
3a. O nox da prata (Ag) é sempre (1+) do zinco (Zn), do cadmo (Cd) é sempre (2+) e do alumínio
(Al) é sempre (3+) em seus compostos.
Ex: Ag+1NO3 ; Zn2+Cl2 ; Al23+(SO4)3
4a. O nox do Hidrogênio em seus compostos é (1+), exceto nos hidretos iônicos (NaH, CaH2) que
é (1-).
Ex: H+NO3 ; H+Cl ; LiH5a. O nox do oxigênio em seus compostos é (2-), exceto nos peróxidos (H2O2; Na2O2; CaO2, etc)
que é (1-).
6a. A soma dos nox de todos os átomos num composto é igual a zero.
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Ex: H3+1 P+5 O4-2
3 . (+1) + 1 . (+5) + 4 . (-2) = 0.
7a. A soma dos nox de todos os átomos num íon composto é igual à carga do íon.
Ex: [N-3 H4+1]+
1 . (-3) + 4 . (+1) = +1
3 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Oxidação = aumento do nº. de oxidação ou perda de elétrons.
Redução = diminuição do nº. de oxidação ou ganho de elétrons.
Ex:
Fe+2 – 1 e–
Fe+3 (oxidação)
Mn+7 + 5 e–
Mn+2 (redução)
Assim podemos definir:
Elemento Oxidante é aquele que retira elétrons de outro elemento. O elemento oxidante
sofre redução.
Elemento Redutor é aquele que perde elétrons. O elemento redutor sofre oxidação.
Agente Oxidante é a substância ou íon ao qual pertence o elemento oxidante.
Agente Redutor é a substância ou íon ao qual pertence o elemento redutor.
Em uma reação de oxirredução, o número de elétrons perdidos na oxidação é igual ao
número de elétrons ganhos na redução.