Trabalho de Ligações Químicas

Prévia do material em texto

Universidade do Estado do Rio de Janeiro 
 
 Ligações Químicas 
 
 
 
 
Nomes: Ana Paula C. G. da Silva, Fernanda A. de Oliveira, Marcelle 
F. Santos e Tainá dos S. Leite 
Professores: Maurício Tavares de Macedo Cruz e Ivo Costa de Lima 
Departamento de Química Geral e Inorgânica 
Trabalho de Laboratório de Elementos de Química VI 
 
 
 
 
 
 
❖ Sumário: 
● Introdução _____________________________________ 1.0 
● Ligação Covalente _______________________________ 2.0 
● Ligação Iônica __________________________________ 3.0 
● Ligação Metálica ________________________________ 4.0 
 Características das Ligações Metálicas ____________ 4.1 
 Modelos e teorias ______________________________ 4.2 
● Ligação de Hidrogênio ___________________________ 5.0 
● Forças Intermoleculares __________________________ 6.0 
● Experimentos ___________________________________ 7.0 
 Experimento envolvendo Ligações Química ________ 7.1 
 Experimento envolvendo Forças Intermoleculares ___ 7.2 
● Bibliografia _____________________________________ 8.0 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.0. Introdução: 
Uma das propriedades mais presente nos átomos é a capacidade de se 
combinar com outros para formar espécies mais complexas. Tal propriedade é dada 
por uma força de atração chamada ligação química. 
As ligações químicas são as forças mais fortes que atuam entre os átomos e 
são responsáveis pela sua união, formando assim moléculas, agrupamentos de 
átomos ou sólidos iônicos. A forma como os átomos interagem em ligações 
químicas é devida às suas estruturas eletrônicas. 
Em uma ligação química, apenas os elétrons de valência, localizados no 
último orbital da eletrosfera, interagem. 
Falaremos aqui sobre as ligações covalente, iônica, metálica e de hidrogênio. 
Além disso, também falaremos sobre as forças intermoleculares. Estas são 
responsáveis por determinar todas as propriedades físicas de uma substância. 
Sabendo como elas se relacionam com a estrutura e composição química, podemos 
compreender o comportamento das substâncias estudadas. 
 
2.0. Ligação covalente: 
 A ligação covalente é o compartilhamento (o elétron fica entre os dois 
átomos) de elétrons em átomos neutros. 
Essa ligação é possível porque apesar dos átomos serem neutros, eles 
possuem partículas positivas (os prótons, que juntamente com os nêutrons 
constituem o núcleo atômico) e partículas negativas (os elétrons, que estão na 
eletrosfera). Assim, os elétrons de um átomo A vão ser atraídos pelos prótons do 
átomo B. Analogamente, os prótons do átomo A vão ser atraídos pelo elétrons do 
átomo B. Isso faz com que a atração entre as cargas elétricas opostas de diferentes 
átomos seja superior a repulsão de cargas elétricas de mesmo sinal nestes dois 
átomos. 
 Todavia, a ligação covalente só irá atuar nestes átomos se este não 
ultrapassarem o comprimento de ligação, que é a distância máxima para não 
ocorrer a repulsão dos núcleos. Então, quando a distância de ligação é atingida, a 
interação entre os átomos é a maior possível formando com isso a ligação 
covalente. 
 A ligação covalente é capaz de gerar dois tipos de compostos, que são os 
covalentes ​e os ​moleculares. 
 Compostos covalentes: ​Não possuem íons em sua estrutura e formam 
redes de cristalinas infinitas de átomos. O diamante e o quartzo são exemplos de 
compostos covalentes. 
 Compostos moleculares: ​Uma grande quantidade de átomos que se unem 
por ligação covalente formando um conjunto eletricamente neutro, de estrutura bem 
definida conhecida como molécula. Por exemplo, o açúcar e a água. 
 
3.0. Ligação iônica: 
 Ligação iônica é a aproximação de átomos que possuem cargas elétricas 
opostas,ou seja, é uma interação eletrostática. 
A ligação iônica é feita entre elementos das famílias 1A e 2A (metais) com átomos 
das famílias 6A e 7A (ametais). Isso ocorre porque os metais alcalinos e alcalinos 
terrosos têm uma tendência de perder elétrons (torna-se cátion) enquanto que, os 
halogênios e calcogênios tem tendência a ganhar elétrons (torna-se ânions). 
Os elementos mencionados acima tendem a perder ou ganhar elétrons com o 
objetivo de adquirirem ,em seu nível de valência o mesmo número de elétrons que 
os gases nobres(pois estes são espécies mas estáveis da natureza).Esta tendência 
dos átomos e conhecida como regra do octeto (a maioria dos gases nobres obedece 
essa regra com exceção do hélio e do neônio) 
É importante ressaltar que os átomos de fato, não estão unidos eles só se 
aproximam a distâncias muito pequenas. 
 A ligação ocorre porque um átomo tem tendência a ganhar elétrons e o outro 
a ganhar para ambos adquirirem carga semelhante ao gás nobre.Então ocorre a 
troca desses elétrons e os átomos tornam-se íons de cargas elétricas opostas. E 
sabe-se que que cargas de sinais contrários,em condições normais de pressão e 
temperatura, atraem-se ficando tão próximos uns dos outros que essa distância é 
considerada nula. Tal processo é chamado de ligação iônica. 
 Entretanto, nenhuma ligação é 100% iônica e por isso deve-se calcular o 
caráter iônico de uma ligação que é a diferença de eletronegatividade de cada 
elemento. O fato do caráter iônico de uma ligação não ser perfeito(100%) nem para 
os casos mais favoráveis dos compostos ,que apresentam maior diferença possível 
(da família 1A com a família 7A) demonstra que sempre há um compartilhamento de 
elétrons de elétrons entre as espécies. 
 
4.0. Ligações Metálicas: 
Os metais são considerados ótimos condutores, são bem resistentes e 
possuem elevados pontos de fusão e ebulição. Eles ​são materiais formados por 
apenas um elemento e apresentam uma estrutura geométrica bem definida. O fato 
do metal ser constituído de apenas um elemento leva-nos a pensar que a ligação 
metálica apresenta caráter essencialmente covalente. 
 
4.1. Características das ligações metálicas: 
A mobilidade dos elétrons de valência é a grande responsável pelas 
características isoladas presente nos metais. 
As ligações metálicas são não direcionais e não seguem qualquer 
requerimento geométrico, podendo manter sua existência quando são puxadas ou 
empurradas de todas as maneiras. Por exemplo, quando o metal é submetido a uma 
força, os núcleos podem deslizar sob a camada de elétrons e as ligações não se 
rompem devido ao seu carater nao dimensional. 
 
4.2. Modelos e teorias: 
 
➔ Modelo mar de elétrons 
Considerando a mobilidade dos elétrons e a condutividade térmica e elétrica 
dos metais criou-se o modelo do Mar de Elétrons, ao utilizamos um modelo 
deslocalizado para os elétrons em um metal, seus núcleos formam em um mar de 
elétrons. Onde nas ligações metálicas são compartilhados pelos átomos, formando 
uma nuvem eletrônica, responsável pela alta condutividade elétrica e térmica 
(energia cinética) e a movimentação dos elétrons. 
 
➔ Modelo dos orbitais moleculares e Teoria de banda 
Ao lembrarmos do modelo dos orbitais moleculares, sabemos que dois 
orbitais atômicos vão sempre formar dois orbitais moleculares: um ligante e outro 
antiligante. Como no metal temos todos os orbitaisatômicos com a mesma energia 
e forma, então, por exemplo, em um agregado de 4 átomos teremos 4 orbitais, cada 
um com um elétron, formando 4 orbitais moleculares, todos deslocalizados sobre os 
quatro átomos, visto que eles têm a mesma simetria (forma) e a mesma energia. 
Já falando sobre os orbitais moleculares no limite da formação do metal, que 
estão diretamente ligados com a quantidade de orbitais de valência dos metais de 
transição,o equivalente a um altíssimo número de orbitais atômicos envolvidos na 
formação da ligação metálica. Um número equivalente de orbitais moleculares seria, 
consequentemente, formado. Acontece que para um número tão grande de orbitais 
com energia muito próxima torna-se difícil distinguir cada orbital molecular. 
Passamos, então, a falar em banda, como se houvesse um contínuo de estados 
eletrônicos (orbitais moleculares) possíveis para os elétrons e, no limite, realmente 
é. 
A Figura 13 mostra como o diagrama de orbitais moleculares fica na 
formação da ligação metálica. 
Em metais alcalinos a banda mais alta em energia é chamada de banda s, 
visto que esta banda é constituída basicamente dos elétrons s da camada de 
valência dos átomos alcalinos. Pelo fato de que estes metais tem um potencial de 
ionização relativamente baixo em relação aos outros, os elétrons nesta banda estão 
deslocalizados, permitindo assim a sua fácil condução. 
Falando em banda d, que corresponde àquela faixa de energia onde se 
encontram os estados devidos às interações dos orbitais d.Precisamos falar 
também de densidade de estados como sendo o número de estados em uma 
estreita faixa de energia. O estado de mais alta energia ocupado é chamado, 
popularmente pela física do estado sólido, de energia de Fermi e é tomada como 
referência fazendo-a igual a zero. Essa energia é relacionada à função de trabalho 
do metal, que por analogia podemos dizer que é o potencial de ionização do metal. 
À diferença entre a banda de valência, próximo ao nível de Fermi, e a banda 
dos estados não ocupados, chamamos de lacuna de energia (energy gap) está 
relacionada a importantes propriedades dos metais, como por exemplo a 
condutividade. Dependendo desta lacuna de energia, o metal é considerado 
condutor, semicondutor ou isolante. Quanto, ao nível de Fermi, ocorre uma grande 
densidade de estados, seguindo a regra de Hund, os elétrons tendem a ficar 
desemparelhados, e a superfície metálica passa a apresentar paramagnetismo. 
O Paládio (Pd) é um caso interessante, pois ele não apresenta 
paramagnetismo em seu estado fundamental, mas devido ao fato de se ter grande 
densidade de estados próximo ao nível de Fermi, a susceptibilidade magnética do 
Paládio (Pd) é muito grande. Basta dizer que um simples defeito da estrutura 
cristalina do Pd, ou impurezas, é suficiente para tornar o metal paramagnético, ou 
seja, desemparelhar os elétrons. 
 
5.0. Ligação de Hidrogênio: 
As ligações de hidrogênio são interações que ocorrem entre o átomo de 
hidrogênio com carga parcialmente positiva e dois ou mais átomos eletronegativos. 
Os mais observados nessas interações são o Flúor (F), Nitrogênio (N) e Oxigênio 
(O), porém, não está restrita a esses elementos. Um exemplo é o carbono na 
molécula de clorofórmio (CHCl3) que pode realizar ligações de hidrogênio com a 
acetona. Nesta ligação, o átomo que está ligado ao átomo de hidrogênio de forma 
covalente é chamado de doador da ligação, enquanto que o outro é chamado de 
aceptor. 
Em muitos livros de ensino médio, cerca de 80%, a ligação de hidrogênio é 
tratada como sinônimo de ponte de hidrogênio. Entretanto, enquanto que a ligação 
de hidrogênio é definida como uma ligação química, a ponte de hidrogênio é uma 
força intermolecular. 
6.0. Forças intermoleculares: 
As forças intermoleculares são forças que existem entre as moléculas, elas são 
relativas às propriedades físicas de líquidos e sólidos moleculares. A intensidade 
das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em uma grande faixa, 
mas elas são muito mais fracas que ligações iônicas e covalentes. Dessa forma, é 
necessário menos energia para vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que 
para quebrar ligações covalentes em moléculas. 
Muitas propriedades dos líquidos, incluindo os pontos de ebulição, refletem a 
intensidade das forças intermoleculares. Da mesma forma, o ponto de fusão de um 
sólido aumenta à medida que as forças intermoleculares ficam mais fortes. 
Quanto mais forte as forças intermoleculares, maior a viscosidade, ou resistência ao 
fluxo, de um líquido. A tensão superficial de um líquido também aumenta à medida 
que as forças intermoleculares aumentam em intensidade. A tensão superficial é 
uma medida da tendência de um líquido em manter uma área superficial mínima. 
Sabe-se que existem quatro tipos de forças atrativas entre moléculas neutras: forças 
dipolo-dipolo, de dispersão de London, de Ligação de hidrogênio. Essas forças são 
também chamadas forças de van der Waals. A outra força atrativa é a força 
íon-dipolo. Todas as quatro forças são eletrostáticas por natureza, envolvendo 
atrações entre espécies positivas e negativas. Todas tendem a ser até 15% menos 
fortes que as ligações covalentes e iônicas. 
Forças íon-dipolo:n 
Uma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma 
molécula polar. As moléculas polares são dipolos; elas têm um lado positivo e outro 
negativo. A magnitude da atração aumenta conforme a carga do íon ou a magnitude 
do dipolo aumenta. As forças íon-dipolo são especialmente importantes em 
soluções de substâncias iônicas em líquidos polares. 
Forças dipolo- dipolo: 
Moléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma molécula está 
próximo do lado negativo de outra. Essas forças dipolo-dipolo são efetivas 
tão-somente quando moléculas polares estão muito próximas, sendo elas 
geralmente mais fracas que as forças íon-dipolo. Em líquidos as moléculas polares 
estão livres para movimentar-se em relação às outras. Para as forças dipolo-dipolo 
atuarem, as moléculas devem ser capazes de conseguir se aproximar com a 
orientação correta. 
Forças de dispersão de London: 
Não se pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas apolares. 
Entretanto, deve-se existir algum tipo de interação atrativa porque gases apolares 
podem ser liquefeitos. Devido à movimentação dos elétrons estes podem gerar um 
pequeno dipolo temporário que podem induzir dipolos opostos em moléculas 
vizinhas. Tais dipolos temporários alteram-se constantemente, mas o resultado final 
de sua existência é produzir forças atrativas entre moléculas apolares e assim tornar 
possível a existência nos estados líquidos e sólidos. A magnitude da força de 
London é determinada pela polarizabilidade dos elétrons dos átomos envolvidos. 
Quanto mais forte a ligação menos polarizada será a molécula. 
Ligação de hidrogênio: 
A ligação de hidrogênio é um tipo especial de atração intermolecular entre o átomo 
de hidrogênioem uma ligação polar e um par de elétrons não compartilhado em um 
íon ou átomo pequeno e eletronegativo que esteja próximo. 
Uma das mais notáveis consequências da ligação de hidrogênio é encontrada 
quando as densidades do gelo e da água são comparadas. A densidade mais baixa 
do gelo comparada com a da água pode ser entendida em termos das interações de 
ligação de hidrogênio entre as moléculas de água. No estado líquido, cada molécula 
de água sofre variações contínuas de interações com seus vizinhos. As moléculas 
estão tão próximas quanto possível, mesmo que seus movimentos térmicos as 
mantenham em constante movimento. Entretanto, quando a água congela, as 
moléculas assumem o arranjo um aberto e ordenado. Esse arranjo otimiza as 
interações de ligação de hidrogênio entre as moléculas, mas ele cria uma estrutura 
menos densa para o gelo se comparada com a da água. 
7.0. Experimentos: 
 
7.1. Experimento envolvendo Ligações Químicas: 
- Diferenças entre ligações iônicas e covalentes 
Materiais necessários para aparelhagem experimental: 
• Esponja de aço; 
• Lâmpadas de três voltagens diferentes 
• 1 bastão de vidro para agitar as soluções; 
• De 3 á 5 béqueres de 100 mL, para colocar as soluções de teste 
Materiais testados: 
MATERIAIS SÓLIDOS: 
1. Pedaço de ferro (prego); 
2. Pedaço de madeira; 
3. Pedaço de plástico; 
4. Cloreto de sódio (NaCl)- sal de cozinha; 
5. Sacarose (C12H22O11) - açúcar. 
MATERIAIS LÍQUIDOS: 
1. Água destilada; 
2. Água de torneira; 
3. Etanol; 
4. Suco de limão ou laranja. 
 
Procedimento experimental: 
1.- Montagem do aparato experimental para medição de condutividade elétrica 
2- Com o dispositivo desligado, limpar os eletrodos com a esponja de aço. 
3. Testar a condutividade das amostras sólidas. (À medida que se testa a 
condutividade de materiais diferentes é conveniente que seja feita a limpeza dos 
eletrodos.) 
4- Ligar o dispositivo na tomada e colocar os eletrodos em contato com a os 
extremos opostos da porção da amostra sólida, deixando os eletrodos afastados por 
aproximadamente 5 cm um do outro. (É IMPORTANTE QUE NÃO SE DEIXE UMA 
PONTA DO ELETRODO ENCOSTAR NA OUTRA) 
5- Anotar as observações de cada material na tabela. 
6- Testar a condutividade das amostras líquidas: água destilada, água de torneira, 
etanol e suco de limão ou laranja. 
7-Colocar água destilada até aproximadamente 2/3 do volume do béquer. 
8- Mergulhar os eletrodos deixando-os afastados por aproximadamente 5 cm um do 
outro; 
● Explicação 
O experimento tem objetivo de concretizar o conteúdo de ligação iônica e covalente 
através das diferenças de propriedades entre os compostos na condução da 
corrente elétrica, testando a luminosidade de uma lâmpada diante várias soluções 
como: álcool etílico, cloreto de sódio, açúcar, entre outras. Poderemos entender 
porque os metais conduzem corrente elétrica, mas a madeira não. os elétrons que 
compõem o mar de elétrons, são provenientes da camada de valência dos 
respectivos átomos e não são atraídos por nenhum núcleo em particular, isso 
porque esses elétrons estão deslocalizados. Esses elétrons ocupam o retículo 
cristalino por inteiro e a liberdade que têm de se moverem através do cristal é 
responsável pelas propriedades que caracterizam os metais. A madeira e o plástico, 
por exemplo, não há elétrons deslocalizados na sua estrutura, além de não existir 
uma estrutura cristalina propriamente dita, presente nesses materiais. O plástico é 
um exemplo de material polimérico, formado por ligações puramente localizada e 
covalente, assim como a madeira. Ambos são formados por substâncias orgânicas. 
Assim fica claro o porquê dos metais conduzirem corrente elétrica, mas a madeira e 
o plástico não. Nos metais como ficou explicitado, há elétrons livres para se 
moverem, já no caso da madeira e do plástico isso não existe, sendo que esta é a 
condição básica para que haja movimentação de elétrons e assim a condução de 
corrente elétrica. 
7.2. Experimento envolvendo Forças Intermoleculares: 
-​ Força intermolecular de ligação de hidrogênio 
Materiais e reagentes: 
×​ ​Detergente; 
×​ ​Água; 
×​ ​Xarope de milho; 
×​ ​Mangueira ou bambolê; 
×​ ​Bacia plástica bem grande. 
 
Procedimento Experimental: 
Coloque na bacia plástica 100 mL de detergente, 100 mL de água e 50 mL de 
xarope de milho. Sempre siga essa mesma proporção. Se for fazer uma quantidade 
maior, sempre coloque a mesma quantidade de água e detergente e a metade de 
xarope de milho. 
Misture bem e deixe essa mistura descansar por dois dias. Utilizando o arco feito 
com a mangueira ou o próprio bambolê, passá-lo pela mistura e levantá-lo para ver 
a formação de bolhas enormes. 
● ​Explicação 
 
Existe uma impossibilidade de fazer uma bolha somente com água, isto acontece 
porque as moléculas de água interagem umas com as outras com uma força 
intermolecular muito forte, a ligação de hidrogênio. O oxigênio de uma molécula de 
H2O é atraído pelo hidrogênio de outra molécula de água. Assim, é muito difícil 
separar essas moléculas para formar uma bolha. As moléculas que se situam na 
superfície da água exercem essa atração apenas com moléculas abaixo e ao lado 
delas, pois não existem moléculas na parte de cima. Isso origina a chamada tensão 
superficial, a fim de diminuir essa superfície ao mínimo e ficar mais estável, a bolha 
adquire o formato esférico, com menor área de superfície e volume. Ao adicionar o 
detergente, ele diminui a tensão superficial da água. As moléculas do detergente 
interagem com as moléculas de água que restaram, separando-as e mantendo a 
bolha. No entanto, com o passar do tempo, a água da bolha vai evaporando até que 
ela estoure. Para impedir que isso ocorra com tanta facilidade, adiciona-se o xarope 
de milho que é formado por 80% de glicose e 20% de frutose, que são 
monossacarídeos. Essas substâncias possuem em sua estrutura vários grupos 
hidroxila (OH), que podem realizar ligações de hidrogênio com as moléculas de 
água. Essas fortes interações com a água dificultam a sua evaporação e propiciam 
bolhas enormes e mais resistentes. 
 
8.0. Bibliografia: 
➔ RUSSEL, John B (2ª Edição, 2008). ​Química Geral​ vol. 1. 
➔ BRADY, James E. & HUMISTON, Gerard E. (2ª Edição, 1995). ​Química Geral 
vol. 1. 
➔ http://www.gradadm.ifsc.usp.br/dados/20132/FFI0763-1/Modulo_11_1_FINAL
.pdf 
➔ Ser protagonista, Química Revisão. (1ª edição, 2014.) edições SM 
➔ Ligações Químicas. Revista Química Nova na Escola nº4, Maio de 2001. 
➔ http://www.joinville.udesc.br/portal/professores/meier/materiais/16_Ligacoes_
metalicas.pdf 
➔ Concepções sobre ligação química. Revista Química Nova na Escola, nº24, 
novembro de 2006. 
➔ http://www.feiradeciencias.com.br/ 
➔ http://sec.sbq.org.br/cd29ra/resumos/T1907-1.pdf 
➔ BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. (9ª edição, 
2005). Química. A ciência central 
➔ http://www.esalq.usp.br/departamentos/lce/arquivos/aulas/2016/LCE0118/qui
mica_organica.pdf 
➔ http://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/bolhas-sabao-gigan
tes.htm