Química Geral
QG5 – Ligações Químicas
G
Geeoom
meettrriiaa M
Moolleeccuullaarr ee LLiiggaaççõõeess IInntteerrm
moolleeccuullaarreess
PPrrooff.. CCeellssoo R
Raappaaccii
Anotações
Química Geral
1-) Teoria da repulsão dos elétrons da camada de
valência (Método VSPER)
Esse método é a base para a previsão teórica da geometria molecular, ou seja, a previsão de
como as ligações químicas irão se orientar, formando assim a molécula, da forma mais estável
possível. Esse método supõe as seguinte afirmativas:
•
•
Os pares de elétrons na camada de valência repelem as ligações químicas
formadas, justamente pela natureza da ligação química, ou seja, sua natureza
originada de elétrons
As ligações químicas tendem a ficar as mais afastadas possíveis, agregando,
assim, a menor quantidade de energia possível.
A partir dessas hipóteses, a determinação da geometria molecular torna-se um processo
sistemático e bastante prático, sem muitas dificuldades para o aluno experiente, que preste
atenção às aulas e se esforce para memorizar os conceitos através da resolução das listas de
exercícios.
2-) Determinação Prática da Geometria Molecular:
Inicialmente, gostaria de deixar claro que o estudo de geometria molecular é tão complicado
quanto se queira, sendo objetivo de extensivos cálculos, hoje implementados
computacionalmente, para que se faça uma previsão objetiva e científica da possível geometria
molecular.
No entanto, estudaremos somente casos simples, e por vezes recorrentes e repetitivos, TODAS
as geometrias possíveis de serem cobradas no dia do vestibular serão vistas por nós nesse
capitulo, outras não são cobradas e, conseqüentemente, não serão vistas por nós neste curso!
Estudemos já na prática as principais geometrias moleculares através da resolução de
exemplos. A partir destes certamente o aluno conseguirá fazer, sozinho, a previsão da geometria
de uma molécula simples, com poucas ligações químicas, o objetivo de nosso curso.
Inicialmente, vejamos algumas denominações que por ventura surjam no enunciado de alguma
questão:
Átomo Central ⇒ também chamado de átomo principal, é aquele que faz o maior
número de ligações químicas e que definirá a geometria da molécula, pela disposição
relativa das ligações químicas. Na prática é aquele com o maior número de oxidação.
Número de Oxidação ⇒ é a carga que o elemento adquire depois de feitas
ligações químicas. Estas cargas podem ser cargas efetivas, resultantes de ligações
iônicas, ou podem ser cargas parciais(também chamado caráter parcial), resultantes
de ligações covalentes. O número de oxidação por vezes é indicado por NOX, e é
calculado, na prática, através da memorização do NOX dos elementos
representativos, o que esta associado ao Grupo ao qual eles pertencem na tabela
periódica.
Tabela 01 – NOX dos elementos quando eles não são átomo central
Família
IA
IIA
IIIA IVA
VA VIA
VIIA
Grupo
1
2
13
15 16
17
+1 +2 +3 ± 4 -3 -2
-1
NOX
14
É importante que o NOX do elemento central é o que pode variar do padrão
memorizado, então, vale muito a prática para saber qual o elemento que possui NOX
variável e qual apresenta NOX fixo, notemos os exercícios a seguir:
CASD Vestibulares
.
2
Q
QG
G55 –– G
Geeoom
meettrriiaa M
Moolleeccuullaarr
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Exemplo 1: Calcule o NOX do carbono no ácido carbônico (H2CO3).
NOX do hidrogênio = +1
NOX do Oxigênio = -2
Carga nula da molécula:
2 x (+1)+NOX(Carbono) + 3 x (–2) = 0
Disso; NOX (Carbono) = +4
Exemplo 2: Será que o NOX do Carbono é sempre +4? Calcule o NOX do Carbono no ácido carbonoso (H2CO2).
NOX(H) = +1
NOX(O) = –2
Carga Nula da Molécula
2 x (+1)+NOX(Carbono) + 2 x (–2) = 0
NOX(Carbono) = +2
Notemos que o NOX do elemento central pode variar, e normalmente varia, então,
deve ser sempre calculado!
Vejamos agora as geometrias moleculares possíveis a partir do número de ligantes
presentes na molécula!
Tabela 02 – Previsão de Geometria Molecular
Número de Pares de elétrons Ligantes
1
2
3
4
5
6
Geometria
LINEAR
LINEAR
ANGULAR
TRIGONAL PLANA
PIRAMIDAL
TETRAÉDRICA
BIPIRAMIDAL
OCTAÉDRICA
Presença de Elétrons Livres na Camada de valência
Indiferente
Não
Sim
Não
Sim
Indiferente
Indiferente
Indiferente
Percebamos que sempre que a molécula possuir 1, 4, 5 ou 5 pares de elétrons
ligantes (átomos ligantes, não central) a geometria é imediata!
Em seguida apresentamos graficamente cada geometria denominada anteriormente:
Tabela 03 – Esquemas das Geometrias mais importantes.
Denominação da Geometria
Esquema da Geometria
LINEAR
LINEAR
ANGULAR
CASD Vestibulares
.
3
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QG
G55 –– G
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meettrriiaa M
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TRIGONAL PLANA
PIRAMIDAL
TETRAÉDRICA
BIPIRAMIDAL
OCTAÉDRICA
Analisemos agora o caso de de 2 e 3 pares ligantes, onde existe mais de uma
geometria possível, tentemos entender o modelo para previsão de geometria.
Exemplo 3: Qual a geometria da molécula de CO2?
Para o Aluno completar!
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Exemplo 4: Faça a. previsão da geometria da molécula de amônia (NH3).
Para o Aluno completar!
Notemos que a partir da Tabela 03, basta o aluno fazer a distribuição eletrônica do
elemento central, ou lembrar pela Periodicidade da Configuração Eletrônica dos
elementos, e verificar se “sobram” elétrons na camada de valência ou não, se sobram,
ocorrerá repulsão do elétrons ligantes e a geometria não será simétrica, e se não
sobram os pares ligantes procurarão ocupar regiões de máxima distância!
3-) Ligações Intermoleculares
O estudo da polaridade de uma molécula nos ajudará a fazer previsões quanto à
solubilidade destas em diversos tipos de solventes (estudo micromolecular de
soluções), Além de justificar ordem de grandeza de Pontos de Fusão e Ebulição e
classificar essas propriedades entre duas moléculas diferentes. A partir do estudo de
polaridade de moléculas poderemos estudar as Ligações Químicas Intermoleculares,
que elucidarão muitos fenômenos de nosso cotidiano.
3.1-) Polaridade em Ligações Químicas Covalentes
Inicialmente relembremos o conceito de Eletronegatividade, estudado no capítulo
passado, QG4 – Propriedades Periódicas.
Uma ligação Química entre dois átomos A e B, diz-se que A é mais eletronegativo que B quando A
desloca para si o orbital molecular formado com a ligação química.
Ligação Química entre átomos de
mesma eletronegatividade (mesmos
átomos)
Ligação Química entre átomos de
eletronegatividade diferente
A variação desta propriedade ao longo da Tabela Periódica é da seguinte forma:
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G55 –– G
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Em mais detalhes temos a escala de eletronegatividade:
F O N Cl Br I S C ... P H
Maior eletronegatividade
Menor Eletronegatividade
Disso, dizemos que uma ligação química é POLAR quando o orbital molecular é
deslocado do estado homogêneo padrão para um estado em que surgem carga
elétricas, ou cargas parciais, entre dois átomos ligados. Uma ligação só é APOLAR
quando a ligação química ocorre entre átomos iguais, quaisquer átomos diferentes
ligados formam ligação química POLAR.
Exemplo 5: AS ligações Químcas do metano são polares ou apolares?
Para o Aluno completar!
Exemplo 6: A ligação Química do flúor (F2) é polar ou apolar?
Para o Aluno completar!
3.2-) Polaridade em Moléculas
A análise da polaridade em moléculas envolve conceitos de álgebra de vetores, teoria
estudada em física no início do ano. Basta-nos relembrarmos a regra do
Paralelogramo, de soma de vetores.
Relembrada a soma de vetores num plano, analisemos com maior detalhe a influência
da polaridade de cada ligação química na polaridade da molécula.
Vejamos agora o conceito de Momento Dipolar, conceito este que nos ajudará na
previsão da polaridade das moléculas.
Momento Dipolar ⇒ A diferença de eletronegatividade entre dois átomos dá às
moléculas um caráter polar, ou uma polaridade propriamente dita, como já vimos. A
grandeza vetorial Momento Dipolar analisa quantitativamente o grau de polaridade de
uma ligação química, e é dado pela seguinte relação.
µ = q⋅d
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Essa carga q é proporcional à diferença de eletronegatividade, então, quanto maior a diferença de
eletronegatividade, maior o momento dipolar da ligação.
Por ser uma propriedade vetorial, nas moléculas poliatômicas, o momento dipolar
resultante é dado pela soma vetorial dos dipolos de cada ligação química. Se o
momento dipolar resultante for nula então a molécula é APOLAR, e se a resultante
não for nula, então a molécula é POLAR.
Momento Dipolar Resultante
Nulo
Não Nulo
Característica da Substância
Apolar
Polar
Exemplo 7: Verifique se a molécula de CO2 é polar?
Para o Aluno completar!
Exemplo 8: Verifique se a molécula de NH3 é polar?
Para o Aluno completar!
Exemplo 9: Verifique se a molécula de SO2 é polar? E a molécula de O3, é polar? Analise ainda a molécula de
BF3, a de BeCl2 e a de CCl4.
Para o Aluno completar!
3.3-) Solubilidade:
Para prevermos se duas substâncias são solúveis, ou seja, se formam mistura
homogênea, usamos a seguinte regrinha prática:
Semelhante Dissolve Semelhante
Essa regra diz que solvente apolares dissolvem solutos apolares, e solventes
polares dissolvem solutos polares.
Um caso interessante, e também importante para o vestibular é o caso da
mistura água-óleo. A água é uma substância polar e o óleo é uma substância apolar
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(hidrocarbonetos possuem polaridade MUITO baixa), então elas não se misturam. Mas
porque será que o detergente consegue se misturar tanto à água quanto ao óleo?
Veja a Leitura Complementar distribuída Separadamente.
3.3-) Ligações Intermoleculares
No início deste capítulo estudamos detalhadamente as Ligações Intramoleculares, dentre
elas, as ligações Iônicas e as Covalentes. Agora daremos início a um breve estudo de
forças de natureza eletrostática (elétrica) que mantém duas ou mais moléculas unidas. A
magnitude destas forças intermoleculares é bem menor que as intramoleculares, e daí
surge uma discordância na nomenclatura desse fenômeno de atração como Ligação
Intermolecular, muitos preferem a denominação Forças Intermoleculares, para nós basta
enterdermos essa discordâncias e aceitaremos ambas as denominações.
Tipo de Ligação Química
Magnitude Comparativamente
INTERMOLECULAR
FRACA
INTRAMOLECULAR
FORTE
As forças Intermoleculares dividem-se ainda em dois grupos, as forças de van der Waals e
a Ligação de Hidrogênio. (essas terminologias já estão enraizadas na literatura, e apesar de
misturarem as nomenclaturas, usaremo-las indiscriminadamente). As ligações van der
Waals ainda subdividem-se em forças dipolo-dipolo e forças de London.
Ligações Intermoleculares
Forças de van der Waals
Forças de dipolo-dipolo
Ligação de Hidrogênio
Forças de London
Iniciemos estudando a Ligação de Hidrogênio, também chamada Ponto de Hidrogênio.
Ligação de Hidrogênio ⇒ Este tipo de ligação intermolecular ocorre com a atração elétrica
muito forte entre moléculas polares, constituídas de flúor, oxigênio ou nitrogênio, os três
elementos mais eletronegativos (escala de eletronegatividade) e a molécula seria
constituída também de hidrogênio, fomando HF, H2O ou NH3.
A idéia deste tipo de ligação é que a polaridade da molécula seria extremamente elevada
pela ligação dos elementos mais eletronegativos com o elementos menos eletronegativo,
assim o orbital molecular estaria em sua máxima deflexão e a polaridade seria máxima. O
que ocorre então é que a parte com caráter negativo da molécula se alinharia com a parte
com caráter positivo de uma molécula vizinha, movida pela força elétrica. Esse
encadeamento de moléculas acabaria dando certa unidade ao conjundo total de moléculas,
causando fenômenos perceptíveis a nível macroscópico.
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A representação da Ligação de Hidrogênio é através de pontilhado ou em tracejado nas
fórmulas. Analisemos a formação de Ponte de Hidrogênio em um conjunto de moléculas de
água, conforme indicado na molécula a seguir:
Com intensidade menor temos um tipo de interação intermolecular que também ocorre
entre moléculas é a força Dipolo-Dipolo.
Força Dipolo-Dipolo ⇒ são atrações elétricas entre moléculas polares. Têm mesma natureza
que as Ligações de Hidrogênio, porém com intensidade menor.
O único tipo de interação que ocorre entre Moléculas Apolares são as forças de London.
Forças de London ⇒ também chamadas de forças de dispersão, são muito fracas. Elas surgem
em temperaturas relativamente baixas e têm origem em perturbações momentâneas da
nuvem eletrônica em um átomo ou em uma molécula. Com essa perturbação momentânea
a nuvem eletrônica se desloca e cria uma polaridade também momentânea, essa
polaridade induz uma polaridade momentânea similar numa segunda molécula, e o
resultado é umafraca interação entre átomos.
De mode generalista podemos dizer que as forças de London são 10 vezes menores que as forças de Dipolo-Dipolo e a
Ligação de Hidrogênio é 100 vezes mais forte que as forças de Dipolo-Dipolo.
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