Resumo Ligações e Polaridade

LIGAÇÕESQUÍMICAS : 

LIGAÇÕESQUÍMICAS

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Regra do Octeto: Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito elétrons na última camada (octeto) para atingir a estabilidade.

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Exemplo: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1) o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se estabilizar, formando o cátion sódio, que possui configuração de gás nobre. 11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8) Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se, segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).

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Ligação Iônica ou Eletrovalente: Caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo que perde elétrons para outro átomo que ganha elétrons. Atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátion e ânion) Ocorre normalmente entre: METAL e AMETAL ou METAL e HIDROGÊNIO.

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 Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal): 11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron) 17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)

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Estrutura cristalina do NaCl sólido

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 Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal) 20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons) 17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)

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Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:

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Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e Oxigênio (O). Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6 Fórmula Molecular: Al2O3

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Características dos Compostos Iônicos: São sólidos nas condições ambiente; Possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa, devido à presença de íons livres.

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Ligação Covalente ou Molecular Caracteriza-se pelo compartilhamento (emparelhamento) de elétrons. Ocorre normalmente entre: AMETAL e AMETAL ou AMETAL e HIDROGÊNIO

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Exemplos: 1- Ligação química entre 2 átomos de cloro 17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)

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2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio 6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-) 8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)

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Ligação Covalente Dativa ou Coordenada: Ocorre quando um dos átomos envolvidos já adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre. Este par pode ser “emprestado” para outro átomo ou íon.

Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre) : 

Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)

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Principais características dos compostos moleculares: Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso; possuem pontos de fusão e ebulição geralmente baixos; Não conduzem a corrente elétrica (com algumas exceções. Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por exemplo: água).

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Determinação do Caráter de uma Ligação Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença de eletronegatividade (E): Ligação Iônica  E ≥ 1,7 Ligação Covalente  E < 1,7 Exemplos: HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

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Polaridade de Ligações Ligação Covalente Apolar: Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: H2

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2. Ligação Covalente Polar: Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes eletronegatividades. Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial negativa (-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+). Exemplo: HCl

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Vetor Momento Dipolar (  ) : A polaridade de uma ligação é determinada através de uma grandeza chamada momento dipolar ou momento dipolo (  ) , que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo positivo para o polo negativo). Exemplo:

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Ligação Metálica: Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal). Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica.

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Esquema da Ligação Metálica

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Geometria Molecular:

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Polaridade de Moléculas: MOLÉCULA APOLAR  R = 0 Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar resultante (R ) é igual a zero. Ex: CO2

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MOLÉCULA POLAR  R  0 Em uma molécula polar, o vetor momento dipolar resultante (R) é diferente de zero. Ex: H2O

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Princípio Geral da Solubilidade: (“semelhante dissolve semelhante”) Substâncias polares são solúveis em substâncias polares (H2O + NH3) e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares (CH4 + I2).

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Forças Intermoleculares: I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido (Forças de Van Der Waals ou Forças de London): São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou gases nobres nos estados sólido e líquido. Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)

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II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente: São interações que ocorrem entre moléculas polares. Exemplo: molécula do HCl

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III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

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Intensidades das Forças Intermoleculares:

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Relação entre as Forças Intermoleculares e os Pontos de Fusão e Ebulição: Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias: O tamanho das moléculas: Quanto maior a superfície, maior o número de interações entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF e PE.  A intensidade das forças intermoleculares: Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão os PF e PE.

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O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números atômicos (aumento do tamanho):