Resumo - Ligações quimicas e Balancemanto de rações

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Tatyane Ferreira 
LUIS HENRIQUE - Química Industrial (UEPB) 
QUÍMICA 
 
 
 
 1 
Sumário 
Ligações químicas .............................................................................................. 2 
Grupos de substâncias e ligação química ...................................................... 2 
Tipos de ligações Químicas ............................................................................ 2 
Regra do Octeto ............................................................................................. 3 
Exceções à regra do octeto ......................................................................... 4 
Ligação Iônica ............................................................................................. 5 
Ligações covalentes .................................................................................... 6 
Estruturas de ressonância .............................................................................. 7 
Estruturas de Lewis ..................................................................................... 9 
Carga formal ................................................................................................. 10 
Geometria molecular ........................................................................................ 11 
Teoria da Repulsão Eletrônica .................................................................. 11 
Balanceamento oxidação/redução e diagramas de latimer .............................. 12 
• Conceitos importantes ............................................................................ 12 
Processo Redox ........................................................................................ 12 
Balanceamento de Reações de Oxidação Redução ........................................ 14 
1. MÉTODO DA VARIAÇÃO DO NOX – Reações Completas ..................... 14 
2. MÉTODO DA VARIAÇÃO DO NOX – Reações Iônicas ........................... 15 
3. MÉTODO DAS SEMI-REAÇÕES ............................................................. 15 
Potencial de Redução ................................................................................... 18 
Cálculo do potencial de uma redução ....................................................... 18 
Célula de Daniel ........................................................................................... 19 
Potencial de redução/oxidação e Energia Livre de Gibbs ............................ 20 
Diagramas de Potencial ................................................................................ 21 
Diagramas de Latimer ............................................................................... 21 
Diagramas de Frost ................................................................................... 21 
Influência do meio ..................................................................................... 21 
Reações de Desproporcionamento .............................................................. 22 
Usos dos diagramas de Latimer ................................................................ 24 
 
 
 
 2 
Ligações químicas 
→ São as interações que ocorrem entre átomos para se tornarem uma 
molécula ou substância básica de um composto. 
→ São responsáveis pela formação de moléculas, agrupamentos de átomos 
ou sólidos iônicos. 
→ Podem ser de três tipos: iônica, covalente e metálica. 
Grupos de substâncias e ligação química 
 
Grupos de Substâncias 
→ Substâncias Iônicas: compostas por metal e não-metal. 
→ Substâncias Moleculares: apresentam apenas elemento(s) do tipo não-
metal. 
→ Substâncias Metálicas: apresentam apenas metal em sua composição. 
Tipos de ligações Químicas 
 
 
 3 
Regra do Octeto 
Estabelece que os átomos devem possui oito elétrons em sua camada de 
valência de modo a adquirir estabilidade química. 
A regra do octeto diz que: 
“em uma ligação química um átomo tende a ficar com oito 
elétrons em sua camada de valência no estado fundamental, 
semelhante a um gás nobre" 
Para que os átomos apresentem a camada de valência completa é preciso 
realizar ligações químicas com objetivo de doar, receber ou compartilhar 
elétrons. 
→ Substâncias químicas são formadas por átomos de elementos químicos. 
Ex.: O2, O3, CO2, H2O, SO2, CH4 (metano), CH2=CH2 (eteno), etc. 
→ Apenas os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn), em condições 
ambiente, apresentam átomos estáveis isolados. 
→ Ao contrário de todos os outros elementos, os gases nobres apresentam 
8 e-, exceto o He, na última camada. 
 
Eletronegatividade: É a tendência de um átomo em atrair elétrons 
compartilhados numa ligação química. 
 
Eletropositividade: É a tendência do átomo em liberar elétrons quando ligado 
a outro. 
 
 4 
 
Os gases nobres são os elementos cujos valores de eletronegatividade e 
eletropositividade são os menores possíveis. Pois, uma vez que possuem 
estabilidade eletrônica, não tem tendência significativa em perder ou ganhar 
elétrons. 
Distribuição Eletrônica dos Gases Nobres 
 
Exceções à regra do octeto 
Alguns compostos não precisam ter oito elétrons na camada de valência para 
atingir a estabilidade, são por isso considerados exceções à Regra do Octeto. 
 
 5 
 
 
Ligação Iônica 
São as ligações químicas que ocorrem entre os átomos quando estes reagem 
entre si a fim de alcançarem a estabilidade. 
Segundo a Teoria do Octeto, a estabilidade é atingida quando há 8 elétrons na 
última camada ou camada de valência. 
→ Resulta da interação entre metais e não-metais. 
→ Metais têm tendência para formar cátions e não-metais têm tendência 
para formar ânions. 
→ Sempre que um elemento que necessite doar elétrons para se estabilizar, 
se unir a outro, que necessite recebê-los, a união se dará por ligação 
iônica. 
 
 
 6 
 
Outros exemplos de ligações iônicas: 
Mg2+Cl- = MgCl2 (Cloreto de Magnésio) 
Al3+O2- = Al2O3 (Óxido de Alumínio) 
 
Ligações covalentes 
São ligações químicas em que há o compartilhamento de um ou mais pares de 
elétrons entre os átomos, com a finalidade de formar moléculas estáveis, que 
segundo a Teoria do Octeto. 
 
→ Resulta do compartilhamento de elétrons entre pares de átomos. 
→ Os elementos que tendem a fazer ligações covalentes são os não-metais 
e os semimetais. 
 
 7 
 
 
 
 
Estruturas de ressonância 
Sempre que, em uma fórmula estrutural, pudermos mudar a posição dos elétrons 
sem mudar a posição dos átomos, a estrutura real não será nenhuma das 
estruturas obtidas, mas sim um híbrido de ressonância daquelas estruturas. 
→ Algumas moléculas não são bem representadas por uma única estrutura 
de Lewis; 
→ Estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares entre 
diferentes pares de átomos. 
 
 8 
 
 
“Sempre que, em uma fórmula estrutural, pudermos mudar a 
posição dos elétrons sem mudar a posição dos átomos, a 
estrutura real não será nenhuma das estruturas obtidas, mas 
sim um híbrido de ressonância daquelas estruturas.” 
 
Este efeito é comprovado pelo tamanho das ligações dos carbonos, e pela 
distância entre eles. Essa distância é intermediária a da ligação simples (1,54 Å) 
e a da ligação dupla (1,34 Å); sendo, portanto, de 1,39 Å, em virtude do efeito de 
ressonância. 
 
 9 
 
Estruturas de Lewis 
Essa estrutura mostra a formação das ligações em uma molécula, bem como os 
átomos envolvidos e os elétrons da camada de valência de cada um deles. É 
usada para representar as ligações químicas estabelecidas entre os átomos. 
Regras práticas para a determinação das estruturas de Lewis para moléculas e 
íons poliatômicos 
 
 
• IMPORTANTE 
 
 
 10 
 
 
Carga formal 
A carga formal (Cf) pode ser calculada rapidamente 
Através da expressão: 
 
 
 
 
 
 
 11 
Geometria molecular 
É a forma com que cada molécula se arranja no espaço. As moléculas não são 
planas, mas têm forma e volume. 
A geometria de cada molécula depende do número de ligações que o átomocentral faz. Em resumo, o átomo central é aquele que faz o maior número de 
ligações em uma molécula. 
Teoria da Repulsão Eletrônica 
aponta que os pares eletrônicos (elétrons de valência, ligantes ou não) do átomo 
central se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem e, portanto, 
tendem a manter a maior distância possível entre si. 
 
 
 12 
Balanceamento oxidação/redução e diagramas de latimer 
 
• Conceitos importantes 
Processo Redox 
São aqueles processos químicos que envolvem TRANSFERÊNCIA (troca) DE 
ELÉTRONS de uma molécula, átomo ou íon para outro reagente. AGENTE 
OXIDANTE ou oxidante: substância que promove uma oxidação ao mesmo 
tempo em que ela se reduz no processo: bom aceitador de elétrons. 
Redução 
É o ganho de elétrons por um átomo. Pode-se falar em redução do átomo ou da 
molécula (nesse caso, quer dizer que algum dos átomos da molécula ganhou um 
elétron). Número do Nox diminui. 
Oxidação 
É a perda de elétrons por um átomo. Pode-se falar em oxidação do átomo ou da 
molécula (nesse caso, quer dizer que algum dos átomos da molécula perdeu um 
elétron). Número do Nox aumenta. 
 
Agente redutor 
É o que causa a redução da outra espécie química reagente. 
Agente oxidante 
É o que causa a oxidação da outra espécie química reagente 
 
 
Oxidação
• Perde elétrons
• Nox aumenta
• Agente Redutor
Redução
• Ganha elétrons
• Nox diminui
• Agente Oxidante
 
 13 
 
Número de oxidação – NOX 
É a carga, real (para íons) ou parcial (para átomos em uma molécula) dos 
átomos. 
A carga formal difere do número de oxidação. O número de oxidação também é 
a carga no átomo que ele teria se estivesse isolado com o mesmo número de 
elétrons que ele teria no composto. Mas na definição do número de oxidação, os 
elétrons compartilhados (ou transferidos, no caso da ligação iônica) são 
atribuídos em sua totalidade ao átomo mais eletronegativo dos dois envolvidos 
na ligação. 
O número de oxidação (Nox) pode ser calculado pela expressão: 
Nox = EV-ERT 
EV = número de elétrons de valência. 
ETR = número de elétrons em torno do átomo na ligação. 
O qual é calculado atribuindo-se ao átomo mais eletronegativo a totalidade dos 
elétrons compartilhados ou transferidos. 
Exemplo 1: Calcular o Nox do oxigênio e o do hidrogênio em H2O 
Nox (O) = EV – ETR = 6 – 8 = -2 
Nox (H) = EV – ETR = 1 – 0 = +1 
Exemplo 2: Calcule o Nox do oxigênio e o do hidrogênio em H2O2 
Nox (O) = EV – ETR = 1 – 0 = +1 
Nox (H) = EV – ETR = 6 – 7 = -1 
OBS: No caso da ligação O-O, o par eletrônico não pode ser atribuído exclusivamente a 
nenhum dos dois. Assim, a cada átomo de oxigênio será atribuído um elétron. 
 Para o cálculo do Nox de cada elemento também há algumas regras: 
→ O nox de um elemento isolado é zero; 
→ A soma dos noxs de todos elementos em um composto é zero; em um 
íon, igual a sua carga 
→ NOX do H Quando ligado a metais é -1. Quando ligado a ametais, é +1. 
→ O nox dos alcalinos é sempre +1; 
→ O nox dos alcalinos terrosos é sempre +2; 
→ O nox do oxigênio, em geral, é –2; no F2O é +2, peróxidos é –1, e nos 
superóxidos –1/2. 
 
 14 
→ O Nox dos halogênios em compostos binários é -1, exceto nos compostos 
e íons onde os dois elementos são halogênios. Neste caso, o halogênio 
mais eletronegativo é –1 e o outro assume o nox de forma que a soma 
seja nula ou igual a carga do íon. 
 
Balanceamento de Reações de Oxidação Redução 
O balanceamento de uma equação de oxirredução se baseia na igualdade do 
número de elétrons cedidos com o número de elétrons recebidos. 
1. MÉTODO DA VARIAÇÃO DO NOX – Reações Completas 
→ Determinar a variação do Nox dos elementos que se oxidam ou se 
reduzem. 
→ Multiplicar as fórmulas dos compostos que contém esses elementos de 
forma que o número de elétrons ganhos seja igual ao número de elétrons 
perdidos. 
→ Ajustar por inspeção os outros elementos. 
 
 
 15 
Multiplica-se as fórmulas dos compostos de forma que o número de elétrons 
ganhos seja igual ao número de elétrons perdidos. 
Assim... 
 
2. MÉTODO DA VARIAÇÃO DO NOX – Reações Iônicas 
→ As duas primeiras etapas são as mesmas do método anterior. 
→ No ajuste do restante de inspeção, equilibram-se as cargas, 
acrescentando-se H+ se o meio for ácido e OH− se o meio for básico 
→ No final, acrescentam-se moléculas de H2O para o ajuste dos átonos de 
H e de O 
Fe2+ + MnO4- → Mn2+ + Fe3+ (meio ácido) 
 
 
5Fe2+ + MnO4- → Mn+2 + 5Fe+3 
Ajustando as cargas (acrescentando H+) 
 
Ajustando os átomos de H e de O (acrescentando H2O) 
 
3. MÉTODO DAS SEMI-REAÇÕES 
Este método pode ser empregado para qualquer reação de oxidação-redução, é 
muito satisfatório para reações iônicas. 
Etapas do Método: 
1. Escrever separadamente cada semi reação, a de Oxidação e a de Redução. 
 
 16 
2. Ajusta-se separadamente cada reação, da seguinte forma: 
→ ajustam-se os átomos envolvidos diferentes de O e de H. 
→ ajustam-se os átomos de O acrescentando H2O 
→ ajustam-se os átomos de hidrogênio acrescentando H+. Se o meio for 
básico acrescenta-se OH- de ambos os lados para torna-lo básico. 
→ ajustam-se as cargas, acrescentando-se elétrons. 
→ Somar as semirreações, cancelando substâncias semelhantes de lados 
opostos nas reações. 
3. As semirreações são somadas algebricamente de modo que o número de 
elétrons perdidos seja igual ao número de elétrons ganhos. 
 
Oxidação: Cl− → Cl2 
ajustando os átomos: 2Cl− → Cl2 
ajustando as cargas: 2Cl− → Cl2 + 2e- 
Redução ∶ MnO4 → Mn+2 
ajustando os átomos diferentes de O e H: MnO4 → Mn+2 
ajustando os átomos de O com H2O: MnO4 → Mn+2 + 4H2O 
ajustando os átomos de H com H+: MnO4 + 8H+ → Mn+2 + 4H2O 
Ajustando as cargas com e−: MnO4 + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O 
 
Multiplicando os coeficientes modo a deixa-las com o mesmo número de elétrons 
[2Cl− → Cl2 + 2e-] x 5 
[MnO4 + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O] x 2 
Somando algebricamente as semirreações: 
 
 
 17 
 
 
Faça o balanceamento da equação a seguir: 
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g) 
1º passo: Determinar os números de oxidação: 
 +1 +6 -2 +1 -2 0 +1 -2 +1 +3 -2 +4 -2 
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g) 
 
2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução: 
 
3º passo: Inversão dos valores de ∆: 
K2Cr2O7= ∆Nox = 2 . 3 = 6 → 6 será o coeficiente de S 
S= ∆Nox = 1 . 4 = 4→ 4 será o coeficiente de K2Cr2O7 
4K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + 6 S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g) 
 
 
 
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4º passo: Balanceamento por tentativa: 
4 K2Cr2O7(aq) + 4 H2O(l) + 6 S(g) → 8 KOH(aq) + 4 Cr2O3(s) + 6 SO2(g) 
 Dividindo todos os coeficientes por 2 para ficar com os menores 
coeficiente inteiros: 
2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g) 
 
Potencial de Redução 
 
O potencial de redução é muito utilizado na previsão de qual espécie irá sofrer 
redução e qual irá sofrer oxidação. 
 
Quanto maior for o potencial de oxidação, mais fácil será para acontecer a 
oxidação. 
Cálculo do potencial de uma redução 
é uma ferramenta que permite determinar a voltagem produzida numa reação 
redox. 
ΔE = Eoximaior – Eoximenor 
Eoximaior = potencial de oxidação maior 
Eoximenor = potencial de oxidação menor 
 
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O valor do ΔE0 para a célula representada pela equação: 2 Ag+(aq) + Mg(s) → 2 
Ag(s) + Mg2+(aq) conhecendo-se os potenciais-padrão de redução: Ag+ + e–? 
Ag(s) E0 = +0,80 volt Mg+2 + 2 e– ? Mg(s) E0 = –2,37 volts 
é igual a: 
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor) 
ΔE0 = Ered Ag+ - Ered Mg2+ 
ΔE0 = + 0,80 – (- 2,37) 
ΔE0= + 3,17 V 
 
Célula de Daniel 
 
 
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Nessa célula, o ânodo perde massa, e no cátodo ocorre aumento de massa 
decorrente da redução do Cu+2 em Cu. 
Exemplos: 
Ca2+ + 2e− ⇌ Ca ε° = - 2,87 volt 
Mg2+ + 2e− ⇌ Mg ε° = - 2,37 volt 
Cu2+ + 2e− ⇌ Cu ε° = + 0,34 volt 
Comparando o Ca e o Mg, o Mg tem maior potencialde redução, portanto em 
uma situação de reação redox, o magnésio iria reduzir e, consequentemente, o 
cálcio iria oxidar. 
Já entre o magnésio e o cobre, por exemplo, o cobre iria reduzir e o magnésio 
iria oxidar, pois o cobre possui maior potencial de redução que o magnésio. 
Potencial de redução/oxidação e Energia Livre de Gibbs 
Nas condições padrões: 
ΔG° = -n F Δε° 
n= número de mols de e− envolvidos na reação 
F= constante de Faraday (carga de um mol de e-) 
Δε°= potencial da reação 
 
 
 
 21 
Diagramas de Potencial 
Existem diagramas úteis que resumem a estabilidade termodinâmica relativa de 
uma série de espécies, nas quais um elemento existe com diferentes números 
de oxidação. 
Diagramas de Latimer 
São úteis para resumir dados quantitativos, elemento por elemento. 
Diagramas de Frost 
São úteis para uma representação qualitativa das estabilidades relativas dos 
diversos estados de oxidação. 
 
Forma simplificada de representação dos potenciais padrões de redução entre 
cada duas espécies de um mesmo elemento. 
 
• Os diagramas são compactos e sintetizam grande número de informações, por 
exemplo fornecem: 
• uma ideia global da química de redox de cada elemento; 
• a espontaneidade das reações de redox (observar os valores de E° e ΔG°); 
• permitem identificar a força dos ácidos e bases 
• a espontaneidade das reações de desproporcionamento. 
Influência do meio 
 
Assim, um oxiânion pode ser mais oxidante em meio ácido do que em meio 
básico. 
 
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Reações de Desproporcionamento 
As reações de desproporcionamento ocorrem quando um íon num dado estado 
de oxidação se decompõe formando íons com o elemento em questão num 
estado de oxidação mais alto e mais baixo. 
Ex: Cu2+_____ Cu+ _____ Cu 
• (Cu+ sofre desproporcionamento em solução) 
 
 
 
Reações inversas de desproporcionamento são aquelas do tipo: 
D + E → F 
D, E e F são espécies de um mesmo elemento e em que, necessariamente, o 
número de oxidação da espécie F é intermediário entre os das espécies D e E. 
 
O potencial positivo indica que Ag(II) e Ag(0) são completamente convertidos a 
Ag(I) em solução aquosa. 
 IMPORTANTE: 
 
 23 
Se o potencial para redução da espécie for maior do que o potencial da redução 
que à formou (ou seja, se o potencial da direita for maior que o da esquerda), a 
espécie é instável e ocorrerá desproporcionamento. 
Se o potencial da direita for menor que o da esquerda, a espécie é estável e não 
ocorrerá desproporcionamento. 
 
As espécies com diferentes números de oxidação de um determinado elemento 
são organizadas uma ao lado da outra, com o maior NOX à esquerda e o menor 
à direita. 
 
 
Ligando as espécies adjacentes há linhas horizontais sobre as quais se coloca 
o potencial de redução da reação que transforma uma espécie na outra. 
Exemplo: Diagrama do cloro em meio ácido 
 
O diagrama de Latimer para o cloro em solução ácida: 
 
 
Notação e Significado: 
 
 24 
 
 
 
 
Usos dos diagramas de Latimer 
Permite que se tenha uma rápida ideia de conjunto sobre a viabilidade das 
semirreações de redox deum dado elemento. 
→ Todas as semirreações de redução envolvendo o cloro, tanto em meio 
ácido quanto básico, são termodinamicamente favoráveis, uma vez que 
todos os potenciais são positivos. Isso indica que todas as espécies desse 
elemento, em solução aquosa, são oxidantes (exceto, o íon Cl-). 
→ Compara os potenciais padrão de redox das diferentes espécies 
→ Permite determinar os potenciais padrão de pares não adjacentes. 
Vantagens do Diagrama de Latimer 
→ Rápida avaliação termodinâmica de um processo. 
→ Processo termodinamicamente favorável → E° > 0. 
→ Processo termodinamicamente desfavorável → E° < 0. 
→ Compara o caráter oxidante ou redutor de diferentes espécies de um 
mesmo elemento. 
 
 25 
 
 
Em meio básico pH = 14 
Os diagramas podem identificar bases fortes e fracas. 
A presença no diagrama, de uma base na forma associada indica que a base é 
fraca e que se trata de um diagrama para meio básico. 
Em meio ácido o hidróxido se dissolveria formando o íon Fe2+(aq) 
 
 
Como aplicar o diagrama a espécies não adjacentes: 
 
 26 
Precisamos lembrar de duas coisas: 
1. A energia livre de Gibbs é uma função de estado, ou seja, depende só da 
situação inicial e final, não do caminho. 
2. A fórmula: ΔG = -nFΔE. 
Para compreendermos, vamos pensar no seguinte exemplo hipotético: 
 
 
Percebe-se, portanto, que para calcular o potencial de redução para espécies 
não adjacentes basta realizarmos uma média ponderada pelo número de mols 
de elétrons com os potenciais de redução para todas as ligações que ligam as 
espécies de interesse. 
Calculando os E° não fornecidos nos diagramas: 
 
 
 
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Calculando ΔG°: 
 
Termodinamicamente não favorável