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Disciplina de Física e Química B 10º ano de escolaridade Componente de Química

Paulo José Santos Carriço Portugal Página 1 de 15

Componente de Química

3.2 Ligação química e unidades estruturais

• A organização dos elementos está ligada à distribuição dos electrões dos átomos

que os constituem.

• Genericamente, a distribuição dos electrões de um átomo em torno do núcleo

atómico é designada por distribuição electrónica ou configuração electrónica.

• A energia de um átomo está quantificada logo os seus electrões só podem

possuir determinados valores de energia.

3.2.1 Distribuição electrónica

• Os electrões de um átomo distribuem-se em torno do núcleo atómico por níveis

de energia, formando camadas electrónicas, designados por K, L, M, N,…

o A camada K corresponde ao 1º nível de energia.

o A camada L corresponde ao 2º nível de energia.

o A camada M corresponde ao 3º nível de energia.

• Os electrões de um átomo distribuem-se pelos diferentes níveis de energia,

ficando assim a diferentes distâncias do núcleo.

o O 1º nível de energia é o nível menos energético que os electrões

podem ocupar.

o O 2º nível de energia é mais energético que o 1º nível.

o O 3º nível de energia é mais energético que o 2º nível.

• Cada nível de energia n é caracterizado por poder possuir um determinado

número de electrões, e não mais do que esse número.

o A camada K, i.e., o 1º nível de energia, ou seja, n = 1, tem a

característica de possuir, no máximo, 2 electrões.

o A camada L, i.e., o 2º nível de energia, ou seja, n = 2, tem a


o A camada M, i.e., o 3º nível de energia, ou seja, n = 3, tem a


o O número máximo de electrões por camada electrónica, ou nível de

energia, obedece à relação N = 2 n2.

o A última camada tem de estar preenchida como a de um gás raro.



• Os electrões distribuem-se no átomo de modo a conferir a este o menor valor

energético possível.

O Quadro 1 sintetiza as regras da distribuição electrónica e o Quadro 2 exemplifica a

mesma para vários núclidos.

Quadro 1 – Distribuição electrónica por camadas

Quadro 2 – Distribuição electrónica de vários núclidos

• Este modelo de distribuição electrónica é limitado, não inclui parâmetros

introduzidos pela Mecânica Quântica, os quais não serão objecto de estudo neste

currículo, e vai ser utilizado na representação das estruturas de Lewis, adiante na

explicação e representação das ligações químicas.



3.2.2 A Tabela Periódica

• A localização dos elementos representativos da Tabela Periódica, segundo os

grupos e períodos, está relacionada com a distribuição electrónica dos átomos

que os constituem. O Quadro 3 mostra essa ligação.

Quadro 3 – Distribuição electrónica de vários elementos químicos representativos da Tabela

Periódica e o seu posicionamento na mesma

(1) O elemento hidrogénio não pertence a nenhuma família representativa de elementos químicos mas

pode ser localizado no grupo 1 unicamente devido à distribuição electrónica dos seus átomos

Assim:

o Os elementos representativos são os elementos que pertencem aos

grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18.

o Os elementos dos grupos 3 a 12 são os elementos de transição.

o Os lantanídeos e os actinídeos são elementos de transição internos.

o O número do período a que o elemento pertence corresponde ao valor

do nível de energia mais periférico ocupado por electrões, os

electrões de valência;

o O número do grupo a que o elemento representativo pertence é

estabelecido em função dos seus átomos terem:

- 1 ou 2 electrões de valência – grupos 1 ou 2;

- 3, 4, 5, 6, 7 ou 8 electrões de valência – grupos 13 a 18.

- Designa-se por cerne do átomo o conjunto do núcleo e dos electrões interiores.

- O cerne apresenta, por isso, carga eléctrica simétrica da carga total dos

electrões periféricos, os electrões de valência.



3.2.3 Propriedades dos elementos e das substâncias elementares

o Elemento químico e substância elementar são conceitos distintos.

o A Tabela Periódica apresenta um conjunto de propriedades, que não são dos

elementos, mas das substâncias elementares.

Assim, são propriedades:

o dos elementos – número atómico, massa atómica relativa, distribuição

electrónica, raio atómico, electronegatividade e a energia de ionização;

o das substâncias elementares – estado físico, ponto de fusão, ponto de

ebulição, densidade, cor, condutividade eléctrica e térmica,…

o classificação em metais, não-metais e semimetais

metal – bom condutor de corrente eléctrica e de calor, sólido

à temperatura ambiente (excepto algumas excepções),

apresenta pontos de ebulição e de fusão elevados

não-metal – mau condutor de corrente eléctrica e de calor

semimetal (metalóide) – apresenta aspecto e algumas

propriedades, físicas, de metal e outras propriedades,

químicas, de não-metal

APSA 2 – “Tabela Periódica: consolidação”

3.2.4 Ligação química

A compreensão da estrutura de uma molécula baseia-se num modelo interpretativo do

modo como os átomos dos elementos químicos se ligam, um modelo de ligação

química.

Algumas questões surgem:

o Como é que a ligação é estabelecida? Será vantajosa?

o Quais as partículas do átomo que participam nessa ligação?

o O que mantém a ligação, uma vez estabelecida?

o Como é representada a ligação?

Para as substâncias moleculares, nas quais as unidades estruturais características são as

moléculas, o modelo de ligação é o da ligação covalente.



Respondendo às questões anteriores podemos dizer que:

o Uma ligação química entre átomos diz-se covalente sempre que envolva

partilha de electrões de ambos os átomos envolvidos na ligação.

o Trata-se de uma ligação vantajosa pois a molécula tem a ela associada uma

menor energia do que a soma das energias dos átomos que a formaram.

o As partículas que participam na ligação são os electrões, mas não a totalidade

deles. Apenas participam no estabelecimento da ligação os electrões da

última camada, os mais periféricos, i.e., os electrões de valência.

o se forem partilhados 2 electrões ( 1 par ) – ligação simples

o se forem partilhados 4 electrões ( 2 pares ) – ligação dupla

o se forem partilhados 6 electrões ( 3 pares ) – ligação tripla

o A ligação é mantida pelos átomos que estabeleceram a ligação devido a um

equilíbrio entre forças eléctricas de atracção e de repulsão.

o forças de atracção entre as cargas positivas dos dois núcleos e a carga

negativa dos electrões partilhados

o forças de repulsão entre as cargas positivas dos dois núcleos e entre as

cargas negativas dos electrões das nuvens electrónicas dos dois átomos

o A ligação covalente é mostrada através da representação de Lewis

o estabelecida em 1916 por Gilbert Newton Lewis (1875-1946)

o evidencia os pares de electrões partilhados

o o símbolo do elemento representa o núcleo e os electrões do cerne ( no

hidrogénio e no hélio só representa os respectivos núcleos )

o os pontos ou cruzes simbolizam os electrões de valência de cada

átomo ou ião, como mostram os Quadros 4 e 5

Quadro 4 – Representação dos átomos de alguns elementos químicos através da estrutura de Lewis



Quadro 5 – Representação dos iões originados pelos átomos de alguns elementos químicos através

da estrutura de Lewis

Nota: o símbolo do elemento é colocado entre parêntesis rectos, rodeado com o número de electrões de

valência, colocando a carga eléctrica em expoente. Os átomos ganham ou perdem electrões a fim

de adquirirem maior estabilidade, dado que passam a ficar com uma distribuição electrónica,

enquanto iões, de um átomo de um gás raro.

Representação de compostos iónicos através da representação de Lewis

o Nos compostos iónicos a carga negativa total dos aniões tem de ser igual à carga

positiva total dos catiões.

o Utiliza-se a representação de Lewis de cada ião para construir a representação de

Lewis do composto iónico.

Tarefa 1 - Representar, com recurso às estruturas de Lewis, os compostos:

a) óxido de berílio, BeO

b) nitreto de boro, BN

c) hidreto de lítio, LiH



Representação de moléculas simples através da representação de Lewis

o Nos compostos moleculares é necessário atender às distribuições electrónicas

dos átomos que se vão ligar para formar a molécula.

o Utiliza-se a representação de Lewis de cada átomo para construir a

representação de Lewis da molécula.

o Só os electrões de valência são envolvidos na ligação química.

o Cada ligação é assegurada, no mínimo, por um par de electrões, electrões

ligantes.

o Os electrões que não contribuem para a ligação são designados por electrões

não-ligantes.

o Cada átomo da molécula tem de satisfazer a regra do octeto ( existem algumas

excepções ), a qual salienta que em torno de cada átomo vão ficar 8 electrões

periféricos, electrões de valência, à semelhança da estrutura dos átomos dos

gases raros, o que confere a cada átomo, e à molécula, grande estabilidade.

Tarefa 2 - Representar, com recurso às estruturas de Lewis, as moléculas de:

a) hidrogénio, 2H

b) cloro, 2lC

c) cloreto de hidrogénio, lHC

d) oxigénio, 2O

e) dióxido de carbono, 2CO

f) água, OH 2

g) metano, 4CH

h) azoto, 2N

i) amoníaco, 3NH

Informação complementar em:

http://form.ccems.pt/cfq/Investigando_a_Estrutura_das_Moléculas/Estrutura_das_Molé

culas.html



3.2.5 A forma das moléculas: geometria molecular

o A geometria de uma molécula tem de reflectir a maior estabilidade possível,

fruto da menor repulsão existente entre os vários dupletos electrónicos.

o Uma molécula diatómica não tem atribuída uma geometria embora, logicamente,

os dois átomos que a constituem estão dispostos sobre uma linha recta.

o Uma molécula poliatómica, com mais de dois átomos, pode ter os seus átomos

dispostos, ou não, sobre uma mesma linha recta, ou seja, pode, ou não, ser linear

e pode, ou não, possuir todos os seus átomos assentes sobre o mesmo plano. Molécula Estrutura e Repulsões Geometria

Dióxido

de

carbono,

2CO

Linear

Água,

OH 2

Angular

Amoníaco,

3NH Piramidal

triangular

Metano,

4CH

Tetraédrica(2)

Quadro 6 – Representação de Lewis de algumas moléculas, evidenciando as repulsões par ligante -

par ligante, par ligante - par não-ligante e par não-ligante – par não-ligante

(2) Um tetraedro é uma pirâmide triangular com as faces todas iguais.



APSA 4 – “Ligação química. Estrutura de Lewis. Geometria molecular.”

O Quadro 7 evidencia os diferentes tipos de geometria molecular, com os respectivos

exemplos de espécies químicas.

Quadro 7 – Relação entre a geometria molecular e o número de pares de electrões não-ligantes



3.2.6 Parâmetros da ligação covalente

Energia e comprimento da ligação nas moléculas diatómicas

o A distância média entre os núcleos dos átomos para a qual se verifica o

equilíbrio entre as forças de repulsão dos núcleos e das nuvens electrónicas e as

forças de atracção entre os electrões que estabelecem a ligação e os mesmos

núcleos designa-se por comprimento de ligação.

o Qualquer molécula possui movimentos de vibração, rotação e translação.

o Devido à vibração o comprimento das ligações varia, o que torna

necessário caracterizá-lo como uma distância média entre os núcleos dos

átomos que formam a molécula.

o Toda a molécula é mais estável que os átomos, em separado, que a constituem,

pois é menos energética, o que implica que haja libertação de energia aquando

da formação da ligação química, energia essa a que se dá o nome de energia

de ligação.

o A energia de ligação assume o valor simétrico da energia necessária para

romper a ligação na molécula, energia de dissociação.

o O Quadro 8 mostra alguns valores de comprimento e energia de ligação para

algumas moléculas diatómicas.

Quadro 8 – Valores de comprimento e energia de ligação para algumas moléculas diatómicas



Relação entre o comprimento de ligação e a energia de ligação

Existe uma relação entre estes dois parâmetros, para as ligações que envolvem os

mesmos átomos, como são o caso das ligações CC − , CC = e CC ≡ em moléculas

diferentes, como são as moléculas 62HC , 42HC e 22HC , indicado no Quadro 9.

Quadro 9 – Relação entre o comprimento e a energia de ligação para as ligações entre átomos de

carbono

Assim, pode inferir-se que, à medida que diminui o número de dupletos ligantes, o

comprimento da ligação aumenta e a energia de ligação diminui.

O Quadro 10 apresenta uma relação entre os valores de comprimento e energia de

ligação para as moléculas diatómicas de azoto, oxigénio e flúor, moléculas essas

constituídas por átomos de elementos do mesmo período da Tabela Periódica.

Quadro 10 – Relação entre o comprimento e a energia de ligação para moléculas constituídas por

átomos de elementos do mesmo período da Tabela Periódica

Podemos verificar que:

o o comprimento da ligação simples é maior que o da ligação dupla e este maior

que o da ligação tripla;

o a energia da ligação simples é menor que a da ligação dupla e esta menor que o

da ligação tripla;

o a um maior comprimento de ligação corresponde uma menor energia de

ligação e vice-versa.



Ângulo de ligação nas moléculas de H2O, NH3, CH4 e CO2

o O ângulo de ligação é o menor ângulo formado pela intersecção das rectas que

unem o núcleo de um átomo central com os núcleos de dois outros átomos a ele

ligados.

o é um valor médio, dado que os átomos estão em permanente estado de

agitação

o o valor deste parâmetro é determinado por:

raios atómicos do átomo central e dos que a ele estão ligados

existência, ou não, de pares electrónicos não-ligantes do átomo

central, bem como do número desses pares

O Quadro 11 apresenta os valores dos ângulos de ligação das moléculas supracitadas,

bem como de outras com geometria igual.

Quadro 11 – Valores dos ângulos de ligação em algumas moléculas

APSA 5 – “Caracterização de uma ligação covalente: comprimento, energia e

ângulo de ligação.”



3.2.7 Electronegatividade dos átomos dos elementos químicos

A electronegatividade é a propriedade que caracteriza a maior ou menor tendência que

um átomo, de um dado elemento químico, apresenta para atrair, numa determinada

molécula, os electrões da ligação química em que está envolvido.

Assim, numa molécula constituída por átomos do mesmo elemento estes atraem de

igual modo os electrões partilhados. Porém, numa molécula constituída por átomos de

elementos químicos diferentes existe um deles que atrai mais fortemente para si os

electrões partilhados, aquele que apresenta uma maior electronegatividade.

Robert Mulliken (1896-1986) e Linus Pauling (1901-1994) desenvolveram trabalhos

científicos nas áreas da ligação química e estrutura electrónica das moléculas, os quais

culminaram na elaboração de uma escala para a electronegatividade, a escala de

Pauling, a qual varia entre 0,7 para o frâncio, o elemento químico mais

vincadamente metálico e 4,0 para o flúor, o elemento químico mais vincadamente

não metálico.

A electronegatividade aumenta com o aumento do número atómico, ao longo de um

período, e diminui com o aumento do número atómico, ao longo de um grupo.



A electronegatividade e a polarização da ligação

Numa molécula, entre dois átomos que estabelecem entre si a ligação química, estima-

se a diferença de electronegatividade entre eles e retiram-se conclusões acerca do tipo

de ligação estabelecida.

Assim, se a diferença de electronegatividade for:

• 0, a ligação é covalente apolar → electrões ligantes igualmente partilhados

• > 0 e ≤ 1,7, a ligação é covalente polar → electrões ligantes mais atraídos pelo

átomo do elemento mais electronegativo

• ≥ 1,7, a ligação é iónica → o átomo do elemento menos electronegativo dá o(s)

electrão(ões) de valência ao mais electronegativo, originando iões de carga

contrária que, em virtude das forças electrostáticas, se mantêm unidos no

composto

A polaridade de uma ligação química covalente é caracterizada através de um dipolo

eléctrico, i.e., o conjunto de duas cargas q de módulo igual mas de sinal oposto que se

encontram a uma distância d uma da outra, e pode ser quantificada por uma grandeza

denominada momento dipolar )(µr , grandeza de carácter vectorial, , cuja norma é igual

ao produto da carga q pela distância d, com a direcção da recta que une os centros das

cargas e sentido da carga negativa para a carga positiva, representado por:

Em suma:

• todas as moléculas diatómicas homonucleares são apolares;

• todas as moléculas diatómicas heteronucleares são polares.

Para as moléculas poliatómicas, moléculas com mais de dois átomos, temos de

analisar não só a polaridade ou apolaridade das ligações mas, fundamentalmente,

também se o momento dipolar resultante é ou não nulo.

+− −−−−−−−−−−−−− δδ »



Assim:

• Uma molécula é apolar se as ligações forem todas apolares ou caso sejam

polares se encontrarem distribuídas simetricamente, resultando num vector

momento dipolar resultante nulo.

• Uma molécula é polar se as ligações não se encontrarem simetricamente

distribuídas e, consequentemente, apresentar um vector momento dipolar

resultante não nulo.

Actividade

1. Representa, utilizando a notação de Lewis, as moléculas de 2CO , OH 2 , 4lCC ,

3BF e HCN .

2. Explica o tipo de ligação entre os átomos das moléculas supracitadas.

3. Discute a polaridade ou apolaridade das referidas moléculas.

APSA 6 – “Electronegatividade. Polaridade das ligações covalentes. Polaridade das

moléculas.”

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