N300-UnidadeIII-LigacoesQuimicas

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UNIDADE III 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
	Uma ligação química é a união entre átomos . Os químicos entendem as propriedades da matéria em termos dos tipos de ligações que mantém os átomos juntos .Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante de seus dois núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados. As mudanças de energia que ocorrem quando as ligações são formadas, estão relacionadas com as mudanças na posição dos elétrons de valência dos átomos, os elétrons na camada mais externa. Podemos então , esperar explicar a formação da ligação em termos da estrutura eletrônica dos átomos. Como a estrutura eletrônica está relacionada com a localização do elemento na tabela Periódica, podemos esperar também sermos capazes de predizer o tipo de ligações que um elemento pode formar a partir de seu grupo e período . Existem dois tipos gerais de ligação química: iônica e covalente.
3.1 Ligações iônicas.
	Uma ligação química é uma união entre átomos . Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante de seus dois núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados . Se a energia mais baixa pode ser atingida pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro , formam-se íons e o composto é mantido pela atração entre esses íons . Esta atração é chamada ligação iônica . Uma ligação iônica resulta, portanto, da atração eletrostática de íons com carga oposta. Desde que conheçamos quais íons um elemento pode formar , poderemos estar aptos a predizer as fórmulas dos compostos e explicar algumas de suas propriedades. 
Figura 3.1 Quando um metal forma um cátion ele perde seus elétrons de valência e adquire a configuração do gás nobre que o precede na tabela periódica.
Figura 3.2 Quando um não-metal forma um anion ele ganha elétrons até que adquira a configuração do gás nobre que o segue na tabela periódica.
	Para compreender as ligações iônicas , consideremos a reação entre um átomo de sódio e um átomo de cloro , cujas configurações eletrônicas do estado normal podem ser escritas como 
	Na	[Ne] 3s1 			Cl	[Ne] 3s2 2p5 
Se o átomo de sódio perde o elétron 3s , então a espécie resultante é o ion sódio , 
	Na ( [Ne] 3s1 ) ( Na+ ( [Ne] ) + e- 
Se o átomo de cloro ganha um elétron , a espécie resultante é o íon cloreto , 
	Cl ([Ne] 3s2 2p5 ) + e- ( Cl- ([Ar] ) 
	Vemos que ambos os íons podem simultaneamente adquirir a configuração de um gás nobre através da transferência de um elétron do átomo de sódio para o átomo de cloro , 
Na ( [Ne] 3s1 ) + Cl ( [Ne] 3s2 2p5 ) ( Na+ ( [Ne] ) + Cl- ( [Ar] ) 
	O íon sódio e o íon cloreto têm cargas opostas , de modo que se atraem mutuamente . Esta força eletrostática que mantém os íons de cargas opostas juntos é chamada uma ligação iônica . O composto cloreto de sódio é um composto iônico , isto é , um composto constituído de íons . 
Figura 3.3 Estrutura cristalina do cloreto de sódio , NaCl.
A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos , liberando energia e fazendo com que eles formem um arranjo ou rede . Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização que se obtém quando íons de cargas opostas são agrupados em um sólido iônico é dada pela energia de rede. A energia de rede é a energia requerida para separar completamente um mol de um composto iônico sólido em íons gasosos. Para o NaCl este processo requer 788 kJ.mol-1 , que é o valor da energia de rede.
	NaCl(s) ( Na+(g) + Cl-(g) (Hrede = + 788 kJ.mol-1
A forte atração entre íons de carga oposta nos compostos iônicos explica suas propriedades típicas , tais como alto ponto de fusão , alto ponto de ebulição e fragilidade .É necessária uma alta temperatura para separar os íons e torná-los móveis na forma líquida e. uma temperatura ainda mais alta para convertê-los em íons gasosos . Os compostos iônicos são quebradiços devido às fortes forças de atração e repulsão entre os íons . 
	Uma forma de separar os íons de um composto iônico sem aquecê-lo é dissolvê-lo em água . Quando um composto iônico sólido se dissolve em água , os íons são separados pelas moléculas de água e dão soluções eletrolíticas , nas quais os íons móveis conduzem eletricidade . Alguns sólidos iônicos são insolúveis em água , tais como MgO e AgCl : a atração entre os cátions e anions é tão forte que a água não consegue separá-los . 
3.2 Ligações covalentes.
	Vimos anteriormente como os metais reagem com não-metais para formar compostos iônicos . Os elétrons da camada mais externa são transferidos completamente de um átomo para outro , um processo que resulta em atração eletrostática - a ligação iônica . 
	Em 1916 , Gilbert N. Lewis postulou outro tipo de ligação química no qual dois átomos partilham um par de elétrons - a ligação covalente . Lewis publicou seus resultados quase uma década antes do nascimento da teoria quântica , a qual deu à sua idéia de pares eletrônicos uma base teórica sólida . 
	Quantas ligações covalentes um átomo pode formar ? 
Quando uma ligação iônica se forma , um átomo perde elétrons e o outro ganha elétrons até que ambos os átomos obtenham uma configuração de gás nobre – um duplete para os elementos próximos ao hélio e um octeto para todos os outros elementos . Nas ligações covalentes , os átomos partilham elétrons até que obtenham uma configuração de gás nobre . Gilbert Lewis chamou isto de 
3.3 Estruturas de Lewis e Regra do Octeto
Regra do Octeto . 
Cada elemento forma ligações de modo que oito elétrons ocupem sua camada externa . 
Portanto , a Regra do Octeto tem sua origem na estabilidade excepcional da configuração dos gases nobres . 
Estruturas de Lewis
	Se dois átomos de cloro partilham um par de elétrons entre si , então a distribuição dos elétrons de valência pode ser representada por,
	Cl( + Cl( ( Cl(Cl ou Cl__Cl (Fórmula de Lewis) 
	Note que cada átomo de cloro tem oito elétrons em sua camada externa. Assim , partilhando um par de elétrons , cada átomo de cloro é capaz de adquirir a configuração eletrônica externa de oito elétrons semelhante à do argônio .
	De acordo com a visão de Lewis , o par de elétrons partilhado é responsável pela união dos dois átomos de cloro , na forma de uma molécula de cloro . 
	A ligação formada entre dois átomos por um par de elétrons partilhados é chamada ligação covalente . 
	Na fórmula de Lewis , por convenção, se representa o par eletrônico da ligação por uma linha que une os dois átomos e os outros elétrons como pares de pontos ao redor dos átomos . Os pares de elétrons que não são partilhados entre os átomos são chamados pares de elétrons isolados , ou simplesmente pares isolados . 
Uma fórmula de Lewis representa corretamente uma ligação covalente como um par de elétrons partilhado entre dois átomos . 
	Quando Cl2 é solidificado (ponto de congelamento , -101oC) , ele forma um cristal molecular , constituído de moléculas de cloro . O baixo ponto de fusão do cloro molecular indica que a atração entre as moléculas é relativamente fraca se comparada à atração entre íons em um cristal iônico (ponto de fusão do NaCl , 800oC) . 
Uma grande utilidade das fórmulas de Lewis é que elas sugerem quais átomos estão realmente ligados entre si em uma molécula . 
Como escrever a estrutura de Lewis de espécies poliatômicas
Passo 1. Conte o número total de elétrons de valência em cada átomo e determine o número de pares de elétrons na molécula. Conhecendo o número total de elétrons, dividimos por 2 para obter o número de pares de elétrons.Por exemplo, a molécula HCN tem 1+4+5=10 elétrons;então terá 5 pares de elétrons
Passo 2. Escreva o símbolo químico dos átomos para mostrar a sua posição na molécula.Podemos prever o arranjo mais provável dos átomos usando padrões comuns e regras. Uma boa regra é escolher como átomo central o elemento com a mais baixa energia de ionização.Outra boa regra é arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central.Hidrogênios são sempre átomos terminais.
Passo 3. Coloque um par de letrons entre cada par de átomos ligados. Por exemplo , o HCN tem cinco pares de elétrons.Usamos dois pares para formar ligações entre os átomos: 
				H : C : N :::
Neste ponto, três dos cinco pares de elétrons permanecem sem uso. 
Passo 4. Complete o octeto (ou dupleto no cado do H) de cada átomo colocando os pares de elétrons remanescentes em torno dos átomos . Se não há pares de elétrons suficientes , forme ligações duplas ou triplas. Para HCN , poderíamos tentar colocar todos os três pares em torno do átomo de N : 
Entretanto, este arranjo não completa o octeto do átomo de C. Se usarmos os elétrons para completar o octeto do átomo de C, então não completaríamos o octeto do átomo de N 
Assim, rearranjamos os pares de elétrons para formar uma ligação tripla entre o carbono e o nitrogênio
Passo 6. Para conferir a validade da estrutura de Lewis , verifique que cada átomo tenha um octeto ou dupleto. 
Algumas sugestões a considerar quando desenhamos estrutura de Lewis: quando se formam ligações múltiplas geralmente os átomos envolvidos estão entre os seguintes: C , N, O e S. Ligações quádruplas nunca são formadas.
Figura 3.4 Estruturas de Lewis de oxoácidos e seus anions.
Figura 3.5 Estrutura de Lewis de compostos de C, N , O e F com o hidrogênio. 
Outros exemplos de fórmulas de Lewis : 
	 Cl Cl
 	 | |
	Cl__Si__Cl Cl__P__Cl
	 | |
 Cl Cl
	Nos exemplos acima consideramos apenas moléculas para as quais o arranjo de átomos na fórmula de Lewis é baseado na locação de um único átomo central . Por exemplo , para a molécula de hidrazina , N2H4 , não há um átomo central único , de modo que assumimos que os dois átomos de N devem estar ligados entre si . Assim escrevemos , 
	H__N__N__H
	 | | 
	 H H 
	Nem sempre é possível satisfazer a regra do octeto usando apenas ligações simples . Por exemplo , na molécula de etileno , C2H4 , há um total de (4x1) + (2x4) = 12 elétrons de valência . Usamos 10 destes elétrons para unir os átomos ,
			H__C__C__H 
			 | | 
			 H H 
Se usarmos apenas ligações simples , não é possível satisfazer a regra do octeto para cada átomo de carbono usando apenas os dois elétrons restantes . Quando isto ocorre , adicionamos mais uma ligação para cada 2 elétrons restantes : 
			H__C=C__H 
			 | | 
			 H H 
Agora a Regra do Octeto é satisfeita para cada átomo de carbono . Os dois átomos de carbono são unidos por dois pares de elétrons formando uma ligação dupla entre os átomos . 
Uma ligação dupla é mais curta e mais forte que uma ligação simples correspondente . 
	Átomos de elementos abaixo do segundo período podem expandir suas camadas de valência além do octeto . Para isso , estes elementos fazem uso de seus orbitais nd . Exemplo , 
	F__Xe__F F
					|
	F__Br__F F__S__F
	 | (
	 F F
3.4 Energia e comprimento da ligação.
	O comprimento de ligação é a distância de dois átomos ligados através de uma ligação covalente . Os comprimentos de ligação ajudam a determinar o tamanho total e a forma geométrica de uma molécula . 
	As ligações múltiplas são mais curtas que as ligações simples entre os mesmos dois elementos porque os elétrons de ligação adicionais atraem os núcleos mais fortemente , conseqüentemente puxando-os para mais perto . 
O comprimento de uma ligação é aproximadamente a soma dos raios covalentes dos dois átomos . 
	As características de uma ligação covalente formada por dois átomos são devidas principalmente às propriedades destes átomos e variam muito pouco com as identidades de outros átomos presentes na molécula . Assim , o comprimento de uma ligação e sua força são aproximadamente os mesmos independente da molécula na qual é encontrada . 
	A força de uma ligação química é medida pela sua energia de dissociação , ED , a energia requerida para separar dois átomos ligados :
		H (Cl(g)( H(g) + Cl(g)
Uma alta energia de dissociação indica uma ligação forte porque muita energia teve que ser fornecida para quebrar a ligação . 
	Uma ligação múltipla é sem dúvida sempre muito mais forte que uma ligação simples porque mais elétrons unem os átomos , e uma ligação tripla é sempre mais forte que uma ligação dupla entre os mesmos dois átomos e uma ligação dupla é sempre mais forte que uma ligação simples entre os mesmos dois átomos . Entretanto , uma ligação dupla não é duas vezes mais forte que uma ligação simples entre os mesmos dois átomos . A origem destas diferenças está em parte nas repulsões entre os pares de elétrons em uma ligação múltipla . 
A presença de pares isolados pode também influenciar as forças de ligações . Os pares isolados repelem-se ; e se eles estão em átomos vizinhos , esta repulsão pode enfraquecer a ligação . Assim , a ligação no F2 é mais fraca que no H2 , que não tem pares isolados . 
	Se os núcleos dos átomos ligados não podem manter-se muito perto do par que fica entre eles , por conta do seu tamanho atômico , os dois átomos estarão somente fracamente ligados entre si . 
Conclusão :
 A força de ligação cresce quando a multiplicidade da ligação aumenta , decresce quando o número de pares isolados em átomos vizinhos cresce , e decresce quando o raio atômico aumenta . 
3.5 Polaridade de ligação e Eletronegatividade 
A eletronegatividade é uma medida da força com que um átomo em uma molécula atrai os elétrons em suas ligações covalentes com outros átomos . Quanto maior a eletronegatividade de um átomo , maior é a atração do átomo pelos elétrons em suas ligações covalentes . 
	A eletronegatividade é uma quantidade derivada , ou seja , não é medida diretamente , e várias escalas de eletronegatividade foram propostas . A escala de eletronegatividade mais comumente usada foi proposta na década de 30 por Linus Pauling . 
A escala de eletronegatividade de Linus Pauling é baseada nas diferenças das energias de ligação de uma molécula heteronuclear AB e as moléculas homonucleares A2 e B2 : 
	| XA - XB | = 0,102 [ EAB - ( EA2 - EB2 )½ ] , onde 
XA e XB são as eletronegatividades dos átomos A e B , e EAB , EA2 e EB2 são as energias de ligação das moléculas AB , A2 e B2 . O fator numérico 0,102 é simplesmente devido às unidades usadas .
Para determinar as eletronegatividades de átomos individuais deve-se atribuir um valor específico a um átomo por convenção , e então todos os outros estarão relacionados a ele . Pauling escolheu o valor do elemento mais eletronegativo , flúor , como sendo 4,0 . Somente diferenças de eletronegatividade têm significado . 
A Tabela 3.3 mostra os valores de eletronegatividades dos elementos químicos na escala de Pauling . 
�
	Tabela 3.3 . Valores de Eletronegatividade dos Elementos
	H
2,1
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Li
1,0
	Be
1,5
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	B
2,0
	C
2,5
	N
3,0
	O
3,5
	F
4,0
	Na
1,0
	Mg
1,2
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Al
1,5
	Si
1,8
	P
2,1
	S
2,5
	Cl
3,0
	K
0,9
	Ca
1,0
	Sc
1,3
	Ti
1,4
	V
1,5
	Cr
1,6
	Mn
1,6
	Fe
1,7
	Co
1,7
	Ni
1,8
	Cu
1,8
	Zn
1,6
	Ga
1,7
	Ge
1,9
	As
2,1
	Se
2,4
	Br
2,8
	Rb
0,9
	Sr
1,0
	Y
1,2
	Zr
1,3
	Nb
1,5
	Mo
1,6
	Tc
1,7
	Ru
1,8
	Rh
1,8
	Pd
1,8
	Ag
1,6
	Cd
1,6
	In
1,6Sn
1,8
	Sb
1,9
	Te
2,1
	I
2,5
	Cs
0,8
	Ba
1,0
	La
1,1
	Hf
1,3
	Ta
1,4
	W
1,5
	Re
1,7
	Os
1,9
	Ir
1,9
	Pt
1,8
	Au
1,9
	Hg
1,7
	Tl
1,6
	Pb
1,7
	Bi
1,8
	Po
1,9
	At
2,1
	Fr
0,8
	Ra
1,0
	Ac
1,1
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	A diferença em eletronegatividade entre os dois átomos em uma ligação covalente determina como os elétrons numa ligação estão partilhados .
Se as eletronegatividades são quase iguais , então os elétrons na ligação são partilhados igualmente e a ligação é chamada uma ligação covalente pura , ou uma ligação apolar .
Se as eletronegatividades dos dois átomos diferem , então os elétrons na ligação não são partilhados igualmente e a ligação é dita ser uma ligação polar . O caso extremo de uma ligação polar ocorre quando a diferença em eletronegatividades é grande , digamos , maior que 2,0 . Em tal caso , o par de elétrons está completamente situado sobre o átomo mais eletronegativo e a ligação é uma ligação ionica pura . 
	
Figura 3.6 Momento dipolar
	Uma medida da polaridade de uma molécula diatômica é seu momento dipolar . O valor do momento dipolar é o produto do comprimento da ligação pela carga líquida em um dos átomos . Momento dipolares podem ser medidos experimentalmente .Quanto maior a diferença de eletronegatividade maior o momento dipolar .
O momento dipolar é uma quantidade vetorial , isto é , tem um módulo e uma direção ( indicada por uma seta de + para - ao longo da ligação). Assim , um estudo das estruturas das moléculas mostra que em cada caso as orientações geométricas das ligações polares podem resultar em um momento dipolar resultante nulo ou não , resultando em moléculas apolares ou polares respectivamente . 
Embora uma molécula tenha ligações polares , não necessariamente ela será uma molécula polar . Exemplo , embora as quatro ligações em XeF4 sejam polares , a geometria plana quadrada resulta num momento dipolar resultante nulo . 
Figura 3.7 Momento dipolar resultante para as moléculas de BF3 e Cl2CO.
Figura 3.8 Momento dipolar resultante para as moléculas de NF3 e CH2Cl2 e SF4.
Conhecimentos que você deve dominar: 
Descrever as formas básicas de ligação química – iônica e covalente – e as diferenças entre elas .
Predizer a partir da formula se um composto é iônico ou covalente , baseado na presença de um metal na formula . 
Definir o termo elétron de valência 
Descrever as idéias básicas da ligação iônica .
Compreender o que é energia de rede 
Compreender e aplicar a regra do octeto. 
Desenhar as estruturas de Lewis de moléculas e íons. 
Definir e predizer as tendências da ordem de ligação , do comprimento de ligação e da energia de ligação . 
Definir eletronegatividade e entender como ela é usada para descrever um compartilhamento assimétrico de elétrons em uma ligação química. 
Entender porque algumas moléculas são polares enquanto outras são apolares.
Predizer a polaridade de uma molécula . 
Glossário : 
Anion : um íon carregado negativamente . 
Camada de Valencia : a camada mais externa de um átomo . Exemplo : a camada com n=2 nos átomos do segundo período da tabela periódica. 
Camada fechada ( ou camada completa ) : uma camada com o nuemro máximo de elétrons permitidos pelo principio de exclusão de Pauli . 
Carga parcial : uma carga que se origina de pequenos deslocamentos nas distribuições eletrônica. Uma carga parcial pode ser positiva ( (+) ou negativa ((-).
Cátion : um íon carregado positivamente, formado pela perda de um ou mais elétrons de um átomo. 
Comprimento de ligação : a distancia entre os nucleos de dois átomos unidos por uma ligação química . 
Dipolo elétrico : uma carga positiva separada de uma carga igual mas negativa.
Eletronegatividade : a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si quando ele é parte de uma ligação química . 
Elétrons de Valencia : os elétrons que pertencem à camada de Valencia , a camada mais externa de um átomo. 
Energia de dissociação : a energia necessária para separar átmos ligados . 
Energia de rede : a diferença de energia potencial dos íons em uma rede cristalina, entre a do sólido e a dos íons separados quando estão infinitamente separados um do outro. A variação de energia para a conversão de um sólido iônico em um gás de íons . 
Íon : um átomo ou grupo de átomos, eletricamente carregado. 
Isoeletrônico : átomos ou íons que tem o mesmo número de elétrons . 
Lei de Coulomb : a energia potencial de um par de cargas elétricas é inversamente proporcional ao quadrado da distancia entre elas e proporcional ao produto das cargas. 
Ligação química : uma união entre átomos 
Ligação covalente : uma ligação química formada por um par de elétrons compartilhados entre dois átomos . 
Ligação ionica : uma ligação química formada pela atração entre um par de íons de carga oposta . 
Ligação apolar : uma ligação covalente entre átomos iguais ou com a mesma eletronegatividade . 
Ligação polar : uma ligação covalente entre átomos diferentes ou com eletronegatividades diferentes.
Ligação simples : uma ligação covalente formada por um único par de elétrons compartilhados . 
Ligação dupla : uma ligação covalente formada por dois pares de elétrons compartilhados . 
Ligação tripla : uma ligação covalente formada por três Paes de elétrons compartilhados . 
Molécula apolar : uma molécula com momento de dipolo elétrico igual a zero 
Molécula polar : uma molécula com um momento de dipolo elétrico diferente de zero . 
Momento de dipolo elétrico ( : o produto da carga pela distancia entre as carga de um dipolo elétrico ( = q.d . 
Numero de coordenação : o numero de vizinhos mais próximos de um átomo em uma molécula . 
Octeto : uma camada de valência de um átomo com oito elétrons . 
Octeto incompleto : uma camada de valência com menos de oito elétrons . 
Ordem de ligação : o numero de pares de elétrons ligados que unem um par de átomos em uma ligação química . 
Par isolado : um par de elétrons de valência de um átomo que não está envolvido em uma ligação química . 
Rede cristalina : um conjunto ordenado de átomos ions ou moléculas em um cristal . 
Regra do octeto : quando os átomos forma ligações covalentes , eles buscam assim que possível completar seus octetos compartilhando pares de elétrons . 
Valência : o numero de ligações que um átomo pode formar . 
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