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Curso: Engenharia de Produção Diretor: Juliano André Pavan Coord. Pedagógica: Rosangela Hambsch de Medeiros Coord. De Curso: Jorge Ribeiro Professora: Ana Paula da Silva – [email protected] [email protected] QUÍMICA Aula 10 – 07/10/12

Aula 10 - 07.10.13 - Eletronegatividade - Polaridade Ligações.pdf

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Curso: Engenharia de Produção

Diretor: Juliano André PavanCoord. Pedagógica: Rosangela Hambsch de MedeirosCoord. De Curso: Jorge RibeiroProfessora: Ana Paula da Silva – [email protected]

[email protected]

QUÍMICA

Aula 10 – 07/10/12

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� Eletronegatividade: é definido como a atração que um

átomo exerce sobre os elétrons, em uma ligação química,

ou seja, trata-se da capacidade que os átomos de um

determinado elemento possuem de atrair elétrons.

� A mais importante escala numérica para expressar a

eletronegatividade é a que foi elaborada pelo químico

americano Linus Pauling.

OBS.: Não se define eletronegatividade para os gases

nobres, pois eles não apresentam tendência a receber ou

compartilhar elétrons.

ELETRONEGATIVIDADE

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ELETRONEGATIVIDADE

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Polaridade das Ligações:

� Nas ligações covalentes os elétrons são atraídossimultaneamente pelos núcleos dos átomos envolvidosna ligação.

� Ligação Apolar: quando a ligação é formada por doisátomos iguais, com o mesmo poder de atração (mesmaeletronegatividade), os elétrons são igualmentecompartilhados.

� Ligação Polar: quando a ligação é formada por doisátomos diferentes, com poderes de atração diferentes(não apresentam a mesma eletronegatividade), oselétrons não são igualmente compartilhados.

ELETRONEGATIVIDADE

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Exemplo: Considere uma molécula de HF. O par de elétrons

compartilhado não é atraído igualmente por ambos os átomos,

uma vez que o Flúor é mais eletronegativo que o hidrogênio.

� Embora o par de elétrons esteja sendo compartilhado, ele

se encontra mais deslocado no sentido do Flúor. Dizemos

que no Flúor apareceu uma carga parcial negativa

(simbolizada por δ-) e no hidrogênio uma carga parcial

positiva (simbolizada por δ+). A ligação entre H e F é

chamada de ligação covalente polar.

Polaridade das Ligações:

ELETRONEGATIVIDADE

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Exemplo: Considere, agora, o caso da molécula de H2. Comoambos os átomos nela presentes possuem a mesmaeletronegatividade, não haverá polarização de ligação e dizemosque se trata de uma ligação covalente apolar.

Polaridade das Ligações:

Quando a diferença de eletronegatividade for muito grande e o par dee- praticamente ficar deslocado no sentido do elemento maiseletronegativo, podemos considerar que a ligação deixa de sercovalente para tornar-se mais iônica.Então, considerando a Tabela de Linus Pauling:� Ligação Apolar: não há diferença de eletronegatividade;� Ligação Covalente Polar: diferença de eletronegatividade

intermediária (para eletronegatividades até 1,9);� Ligação Iônica: grande diferença de eletronegatividade (maior de

1,9).

ELETRONEGATIVIDADE

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� O fato das moléculas apresentarem ligações polares pode

fazer com que estas também sejam polares.

� O deslocamento da densidade eletrônica, criando uma

separação de carga (formação de um dipolo elétrico), tem

efeito significativo nas propriedades físicas e químicas das

moléculas.

� No entanto, nem toda molécula que apresenta ligações

polares é polar, pois é possível que ocorra uma

compensação de cargas, e no balanço geral, elas se

anulem, fazendo com que a molécula como um todo seja

apolar.

Polaridade das Moléculas:

ELETRONEGATIVIDADE

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Moléculas Diatômicas:

� Toda molécula diatômica formada pelo mesmo elemento

(substâncias diatômicas simples) é apolar, pois os elétrons

estão igualmente compartilhados pelos dois átomos

� Toda molécula diatômica formada por elementos diferentes

(substâncias diatômicas compostas) é polar, pois os elétrons

não estão igualmente compartilhados pelos dois átomos.

Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, mais

polar é a molécula (maior momento de dipolo).

Exemplos pág. 91 e 92 do PLT.

Polaridade das Moléculas:

ELETRONEGATIVIDADE

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Moléculas Triatômicas:

� Para moléculas triatômicas, assim como para todas as

outras moléculas formadas por três ou mais átomos, a

geometria passa a ser fundamental na determinação de sua

polaridade.:

� Lineares: serão apolares se os dois átomos ligados ao

átomo central forem iguais; já quando os dois átomos

ligados ao átomo central são diferentes, os deslocamentos

de cargas não são compensados e a molécula é polar;

� Angulares: são todas polares.

Exemplos pág. 92 do PLT.

Polaridade das Moléculas :

ELETRONEGATIVIDADE

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Outras Moléculas:

� Como depende da geometria da molécula, caso todos os

deslocamentos de carga eletrônica se compensarem e o

somatório seja nulo, o momento de dipolo da molécula será

zero (µ = 0) e teremos uma molécula apolar.

� Se os deslocamentos não se compensarem e o somatório

for diferente de zero (µ ≠ 0), teremos uma molécula polar.

Exemplos pág. 93 do PLT.

Polaridade das Moléculas :

ELETRONEGATIVIDADE

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� Como apresentado anteriormente, em uma molécula de HF

ocorre o aparecimento de pólos, ou seja, de uma diferença

de eletronegatividade que implica no aparecimento de uma

carga parcial negativa para o flúor e de uma carga parcial

positiva para o hidrogênio.

� Podemos, então, dizer que, além de a molécula apresentar

uma ligação polar, esta também recebe o nome de

molécula polar.

� A polarização da ligação apresenta uma direção, um

sentido e uma intensidade (que depende da diferença de

eletronegatividade ∆ entre os átomos).

Polaridade das Moléculas :

ELETRONEGATIVIDADE

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� Assim, podemos representar a polarização por um vetor.

Cargas iguais, positiva e negativa, separadas por uma

distância constituem um dipolo. A molécula de HF, com seus

centros de carga positiva e negativa, e, portanto, um dipolo;

diz-se que é polar.

� O vetor µ possui a direção da reta que passa pelo núcleo dos

átomos que tomam parte na ligação considerada e é

orientado no sentido do pólo positivo para o negativo.

Polaridade das Moléculas :

ELETRONEGATIVIDADE

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� As ligações apolares possuem vetor momento dipolar nulo (µ

= 0).

� Uma molécula muito polar é aquela que tem um grande

momento dipolar, enquanto que uma molécula não=polar tem

um momento dipolar nulo.

� No caso de moléculas com mais de dois átomos, para saber

se a molécula e polar ou apolar, devemos somar todos os

vetores momento de dipolo de todas as ligações e concluir

se ele e nulo ou não.

� Podemos, inclusive, ter uma molécula apolar, ainda que

existam ligações polares.

Polaridade das Moléculas:

ELETRONEGATIVIDADE

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Polaridade das Moléculas:

RESUMO:

ELETRONEGATIVIDADE

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Página 107:

• Números: 19, 20, 21, 22, 26.

EXERCÍCIOS DO PLT:

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NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX� Nox: é a carga real ou aparente que um átomo adquire

quando estabelece uma ligação (iônica ou covalente) com

outros átomos.

� Essa carga é devida a perda ou ganho de elétrons, no caso

de ligação iônica; ou então a diferença de eletronegatividade

entre os átomos, no caso de ligação covalente.

� Alguns elementos, quando estabelecem ligação, irão

apresentar sempre o mesmo nox, sendo ditos elementos de

nox fixo, ou seja, que não irão variar.

� Regras para determinar o Nox:

1. Nas substâncias simples, o NOX vale zero:

Ex: C(grafite), C(diamante), Fe, O2, O3, C, F2, Cl 2, Br2 , P4 ,etc.

PLT – pág. 202

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� Regras para determinar o Nox:

2. O NOX dos metais alcalinos e da Prata (Ag) vale

sempre +1:

Ex.: Na+, K+, Li+, Ag+, etc.

3. O NOX dos metais alcalinos-terrosos e do Zinco vale

sempre +2:

Ex.: Ca2+, Mg2+, Ba2+, Be2+, Zn2+, etc.

4. O NOX dos calcogênios vale –2:

Ex.: O2-, S2-, etc.

5. O NOX dos halogênios vale –1:

Ex: F-, Cl-, Br-, I-.PLT – pág. 204

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

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6. A soma do NOX deve ser igual a zero, exceto quando

for íon:

Ex.: NaCl, NaBr, AgNO3, (PO4)3-, (SO4)

2-, Fe2+, Fe3+ ,S2-

7. Os seguintes elementos apresentam NOX fixo:

Al = +3 Fe = +2 e +3 Zn = +2Ag = +1 Cu = +1 e +2 Cd = +2

8. O hidrogênio apresenta NOX valendo +1, exceto

quando ligado a metais (hidretos metálicos).

Ex.: H2O, H2SO4, HNO3, NaH, KH, LiH, CaH2, MgH2.

9. Peróxido: NOX do oxigênio = -1

Ex: H2O2, Na2O 2, K2O2, CaO2, BaO2

Superóxido: NOX = -1/2

Ex: BaO4, CaO4. PLT – pág. 205

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

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Obs.: Exceção à Regra: Ligado ao Flúor, o Oxigêniopassa a ter NOX = +2. Exemplo: OF2

Substância composta por dois elementos:

� Aplicar a regra da tesoura: a carga do primeiro elemento,

cátion, é o coeficiente do segundo elemento, aníon; e a

carga do aníon é o coeficiente do cátion.

Exemplos: BaCl2 , CaO, Al2O3

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

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Substância composta por três ou mais elementos:

� Aplicar a regra da cadeia: a soma do nox de todos osátomos do composto é igual a zero.

Exemplos: KMnO4 , HClO, H2SO4

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

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Exercício: Calcule o NOX dos elementos presentes nassubstâncias abaixo.

S S8 H2S H2SO4

KMnO4 Ca(NO3)2 H4P2O7 Ag2CO3

FeCl2 Fe+2 SnBr4 O3

Au2O CaH2 O-2 (PO4)-3

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

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