GRUPO EDUCACIONAL KROTON
UNIVERSIDADE DE CUIABÁ - UNIC
Faculdade de Agronomia
Disciplina: Química Geral
Professora: Me Patrícia Andrade
A LIGAÇÃO COVALENTE E AS PROPRIEDADES DE SEUS COMPOSTOS
As propriedades das substâncias formadas por ligações covalentes são muito
diferentes das propriedades dos átomos que as formam.
Quando as moléculas de uma substância são formadas por um número
determinado de átomos, essas substâncias são denominadas moleculares. Em condições
ambiente, as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados físicos:
As substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura de fusão (TF) e
temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas; quando puras, não
conduzem corrente elétrica.
Quando a ligação covalente origina compostos com grande número de átomos
— geralmente indeterminado —, forma estruturas identificadas como macromoléculas.
Tais substâncias são denominadas covalentes; em condições ambiente são sólidas e
apresentam elevadas TF e TE. Exemplos:
sílica — areia (SiO2)n
celulose (C6H10O5)n
grafita = Cgraf; Cn
polietileno (C2H4)n
diamante = Cdiam; Cn
proteína
ALOTROPIA
Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias
simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia.
Alotropia: é a propriedade pela qual um mesmo elemento químico pode formar
duas ou mais substâncias simples diferentes, que são denominadas variedades
alotrópicas do elemento.
As variedades alotrópicas podem diferir quanto à quantidade de átomos
(atomicidade) e/ou à sua estrutura cristalina.
Vejamos os principais casos de alotropia.
Oxigênio
O elemento oxigênio (O) forma duas variedades alotrópicas; uma delas, mais
abundante, é o oxigênio comum (O2) e a outra, o ozônio (O3).
Carbono
Na natureza, o elemento químico carbono (C) forma três variedades alotrópicas:
diamante, grafita e fulerenos. Essas três substâncias simples diferem entre si no arranjo
dos átomos que formam o retículo cristalino, isto é, a sua estrutura.
Enxofre
O elemento enxofre (S) forma duas variedades alotrópicas: o enxofre rômbico e
o enxofre monoclínico. Essas duas variedades são formadas por moléculas com oito
átomos (octatômicas) e podem ser representadas pela fórmula S8.
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Fósforo
O elemento fósforo (P) forma diversas variedades alotrópicas, sendo o fósforo
branco e o fósforo vermelho as duas mais comuns.
GEOMETRIA MOLECULAR
As moléculas são formadas por átomos unidos por ligações covalentes e podem
apresentar, na sua constituição, de dois a milhares de átomos. A disposição espacial dos
núcleos desses átomos irá determinar diferentes formas geométricas para as moléculas.
Assim, toda molécula formada por dois átomos (diatômicas) será sempre linear, pois
seus núcleos estarão obrigatoriamente alinhados.
Uma das maneiras mais simples e mais usada atualmente para prever a
geometria de moléculas que apresentam mais de dois átomos consiste na utilização da
teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Essa teoria está baseada
na idéia de que os pares eletrônicos ao redor de um átomo central, quer estejam ou não
participando das ligações, comportam-se como nuvens eletrônicas que se repelem entre
si, de forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distância angular possível.
Para você visualizar melhor essa teoria, representaremos cada par eletrônico (2
elétrons de valência) ao redor de um átomo central como uma nuvem eletrônica de
formato ovalado.
Assim, a orientação espacial dessas nuvens dependerá do número total de pares
eletrônicos ao redor de um átomo central A.
A geometria das moléculas, porém, será determinada pela posição dos núcleos
dos átomos ligados ao átomo central A. Considerando a orientação das nuvens e o
número de átomos ligados ao átomo central, temos as possíveis geometrias moleculares,
de acordo com a posição dos núcleos dos átomos.
No quadro a seguir, podemos observar a relação da geometria das moléculas
com o número de nuvens eletrônicas localizadas ao redor do átomo central:
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POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado pólo, que
pode ser de dois tipos:
Ligações iônicas
Em uma ligação iônica ocorre transferência definitiva de elétrons, o que acarreta
a formação de íons positivos (cátions) ou negativos (ânions), os quais originam
compostos iônicos. Como todos os íons apresentam excesso de cargas elétricas positivas
ou negativas, eles sempre terão pólos. Portanto:
Toda ligação iônica é uma ligação polar.
Ligações covalentes
Nessas ligações, a existência de pólos está associada à deformação da nuvem
eletrônica e depende da diferença de eletronegatividade entre os elementos. Quando a
ligação covalente ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade, não ocorre
distorção da nuvem eletrônica, ou seja, não ocorre formação de pólos. Assim, essas
ligações são denominadas apolares.
Na ligação covalente entre átomos de eletronegatividades diferentes, ocorre
deformação da nuvem eletrônica em decorrência do acúmulo de carga negativa em
torno do elemento de maior eletronegatividade. Essas ligações são denominadas polares.
Para comparar a intensidade de polarização das ligações, utilizamos a escala de
eletronegatividade de Pauling:
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização da
ligação.
A partir dos itens já discutidos, podemos estabelecer a seguinte relação:
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A polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza denominada
momento dipolar, ou dipolo elétrico, que normalmente é representada por um vetor
orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o elemento mais
eletronegativo. Assim, o vetor é orientado do pólo positivo para o pólo negativo . Veja
alguns exemplos:
POLARIDADE DE MOLÉCULAS
As moléculas podem ser
classificadas quanto à sua polaridade
em dois grupos: polares ou apolares.
Experimentalmente, uma molécula é
considerada polar quando se orienta na
presença de um campo elétrico externo,
e apolar quando não se orienta. O pólo
negativo da molécula é atraído pela
placa positiva do campo elétrico externo
e vice-versa, como mostrado na figura
abaixo.
Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor
momento dipolar resultante, isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da
molécula.
Para determinar o vetor devem-se considerar dois fatores:
a) a escala de eletronegatividade, que nos permite determinar a orientação dos
vetores de cada ligação polar;
b) a geometria da molécula, que nos permite determinar a disposição espacial
desses vetores.
Veja alguns exemplos:
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Outra maneira de determinar a polaridade da maioria das moléculas é estabelecer
uma relação entre o número de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central A e
número de átomos iguais ligados a ele.
AS FORÇAS INTERMOLECULARES E OS ESTADOS FÍSICOS
As interações de moléculas decorrem da existência de forças denominadas
intermoleculares; tais interações estão relacionadas com as mudanças de estado físico da
matéria.
Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a
substância e menor será a sua temperatura de ebulição.
As forças intermoleculares são genericamente denominadas forças de Van der
Waals em homenagem ao físico holandês Johannes Van der Waals que, em 1873,
propôs a existência dessas forças. As atrações existem tanto em substâncias formadas
por moléculas polares como por moléculas apolares, mas nessas últimas a explicação foi
dada por Fritz London apenas em 1930.
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TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES
1. Forças dipolo induzido-dipolo induzido
Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas, mas são as únicas que
acontecem entre as moléculas apolares. Quando essas moléculas estão no estado sólido
ou líquido, devido à proximidade existente entre elas, ocorre uma deformação
momentânea das nuvens eletrônicas, originando pólos + e -.
Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem
por forças intermoleculares dipolo induzido-dipolo induzido:
2. Forças dipolo permanente-dipolo permanente ou dipolo-dipolo
Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas polares. Veja,
como exemplo, a interação que existe no HCl sólido:
Esse tipo de interação é o mesmo que ocorre entre os íons Na+ e Cl– no retículo
do NaCl (ligação iônica), porém com menor intensidade. Alguns exemplos de
substâncias polares em que suas moléculas interagem por dipolo- dipolo:
Pontes de hidrogênio
A ponte de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo extremo da
interação dipolo-dipolo e ocorre mais comumente em moléculas que apresentam átomos
de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente
eletronegativos e, que, por isso, originam dipolos muito acentuados.
O conhecimento da polaridade e das forças intermoleculares é fundamental para
entender propriedades, como temperaturas de fusão e ebulição, e solubilidade.
FORÇAS INTERMOLECULARES E TEMPERATURAS DE FUSÃO E
EBULIÇÃO
Dois fatores influem nas TE:
a) o tipo de força intermolecular: quanto mais intensas as atrações
intermoleculares, maior a sua TE.
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b) o tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, maior
será sua superfície, o que propicia um maior número de interações com outras
moléculas vizinhas, acarretando TE maior.
Para comparar as temperaturas de ebulição de diferentes substâncias, devemos
considerar esses dois fatores da seguinte maneira:
• Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais:
Quanto maior a intensidade de interação, maior a sua TE.
• Em moléculas com mesmo tipo de interação:
Quanto maior a intensidade de interação, maior a sua TE. Quanto maior o
tamanho da molécula, maior a sua TE.
Vejamos alguns exemplos:
O diagrama a seguir mostra as TE dos compostos formados pelo hidrogênio com
os elementos da família IVA (grupo IVA).
Vamos, agora, comparar as TE das substâncias formadas pelo hidrogênio com os
elementos das famílias VIA e VIIA:
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POLARIDADE, FORÇAS INTERMOLECULARES E SOLUBILIDADE
Vejamos uma situação comum:
Uma maneira de explicar o fato de o óleo não se dissolver na água é
considerarmos que os processos de dissolução estão associados às interações
moleculares. O tipo de força intermolecular existente na água deve ser diferente da
existente no óleo. Como sabemos que a água é uma substância polar, podemos concluir
que as moléculas do óleo devem ser apolares, mesmo sem conhecer sua estrutura.
Baseados nesse fato, podemos afirmar que:
 Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares.
 Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares.
LIGAÇÃO METÁLICA
Algumas propriedades apresentadas pelos metais são muito diferentes das
observadas em outras substâncias. A maioria dos metais é sólida à temperatura ambiente
(25 °C) e apresenta cor prateada. As exceções são o mercúrio — único metal encontrado
no estado líquido, cujo brilho característico é denominado aspecto metálico —, o cobre
(Cu) e o ouro (Au), os quais apresentam, respectivamente, cor avermelhada e dourada.
Experiências com raios X levam a crer que os retículos cristalinos dos metais
sólidos consistem em um agrupamento de cátions fixos, rodeados por um verdadeiro
"mar" de elétrons. Esses elétrons são provenientes da camada de valência dos
respectivos átomos e não são atraídos por nenhum núcleo em particular: eles são
deslocalizados. Esses elétrons ocupam o retículo cristalino do metal por inteiro e a
liberdade que têm de se moverem através do cristal é responsável pelas propriedades
que caracterizam os metais:
• condutibilidade — são excelentes condutores de corrente elétrica e de calor;
• maleabilidade — capacidade de produzir lâminas, chapas muito finas;
• ductibilidade — capacidade de produzir fios.
Com a aplicação de uma pressão adequada numa determinada região da
superfície do metal, provocamos um deslizamento das camadas de átomos, produzindo
lâminas ou fios.
Formação de ligas metálicas
Ligas metálicas: são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou
mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. As ligas metálicas possuem algumas
características que os metais puros não apresentam e por isso são produzidas
industrialmente e muito utilizadas.
Referência:
USBERCO, João. Química: volume único. 5 ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da química. 2 ed. São Paulo: Moderna, 1996.
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