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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Alagoas – IF/AL Coordenadoria de Química

Disciplina: Química - 3º bimestre Aluno:.................................................................

Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL- Campus Marechal/AL

Elaboração: Prof. Dr. Johnnatan Duarte de Freitas – IFAL – Campus Maceió/AL Prof. MsC. Alan John Duarte de Freitas – IFAL – Campus Maceió/AL Prof. Mikael de Lima Freitas – Secretaria do Estado de Educação de Alagoas

Maceió-AL

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INTERAÇÕES INTERATÔMICAS: LIGAÇÕES QUÍMICAS

Ao estudar a classificação periódica dos elementos químicos, verificamos que os átomos tendem a adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre no intuito de possuírem a mesma estabilidade deles, segundo os princípios da Teoria da Ligação de Valência (TLV) proposta por Kossel e Lewis, no que diz respeito a Teoria do Octeto. Teoria do Octeto

A maioria dos átomos adquirem estabilidade eletrônica quando apresentam oito elétrons na camada mais externa

Como cada gás nobre possui 8 elétrons na camada de valência (exceto o Hélio, He, que só possui 2), ao perder ou receber elétrons o átomo, que antes era neutro torna-se eletricamente carregado, seja positivamente ou negativamente. Entretanto, nem sempre ocorre uma perda ou recebimento efetivo de elétrons, devido à característica de cada tipo de ligação e de cada tipo de elemento que participa dela (metal ou ametal). Portanto, podemos encontrar ligações químicas entre metais e ametais, entre metais apenas e entre ametais apenas. Cada uma com características bastante peculiares, conforme veremos a seguir.

A formação de uma ligação pressupõe a aproximação entre os átomos e esta só ocorre com o aumento da força de atração entre eles. Para tanto, os prótons presentes no núcleo de um dos átomos atrai os elétrons da eletrosfera do outro átomo, até se atingir uma mínima distância entre eles. Nesse momento ocorre a formação da ligação química e essa mínima distância nada mais é do que o tamanho da ligação formada.

Toda ligação se processa com liberação de energia, pois os átomos, para adquirirem a estabilidade necessitam também, diminuir a energia interna. Podemos, então representar a formação de uma ligação genérica através de um gráfico de energia potencial (Ep):

LIGAÇÃO IÔNICA (ELETROVALENTE)

A ligação química iônica ou eletrovalente ocorre entre íons, positivos e negativos. Sabemos que os metais têm grande tendência em perder elétrons, uma vez que possuem energia de ionização bastante baixa.

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Em compensação, os ametais possuem uma afinidade eletrônica bem elevada, o que permite

aos ametais possuírem grande tendência em receber elétrons.

Os metais, ao perderem elétrons, transformam-se em íons positivos (cátion). Os ametais ao receberem os elétrons perdidos pelos metais, transformam-se em íons negativos (ânions). Assim, uma espécie química positiva (metal) passa a atrair a espécie química negativa (ametal) e vice-versa. Nesse momento ocorre, então, a formação da ligação iônica, que nada mais é do que uma atração eletrostática (Coulombica) que ocorre entre cátions e ânions.

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A formação do cristal de NaCℓ (cloreto de sódio) pode ser descrita como acontecendo em 3 etapas: Etapa 1:

Na(G) → Na+(G) + 1e- EI1a = 494 kj/mol onde, EI1a, corresponde a primeira energia de ionização do átomo de sódio gasoso. Etapa 2:

Cl(G) + 1e- → Cl-(G) AE = -349 kj/mol onde, AE, corresponde a afinidade eletrônica do átomo de cloro gasoso Etapa 3:

Cl-(G) + Na+(G) → NaCl(S) U = -789 kj/mol onde, U, corresponde a energia de rede ou energia reticular liberada na formação do cristal de cloreto de sódio (NaCℓ).

Como a principal característica dessa ligação é a atração eletrostática, acontece que os cátions podem atrair vários ânions ao seu redor e cada ânion, por sua vez, pode atrair vários cátions, formando uma rede cristalina bem organizada e bastante rígida, devido à grande força de atração entre os cátions e os ânions.

Célula unitária para o NaCℓ PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS Altos pontos de fusão e ebulição

Devido a essa força de atração forte, os compostos iônicos são encontrados na temperatura ambiente na fase sólida, necessitando de uma elevada temperatura para fundi-los.

Composto Temperatura de Fusão (ºC) LiCl 605 NaCl 801 LiF 845 MgO 2 852

Duros e quebradiços

Contudo, apesar de serem duros, são também bastante quebradiços, pois, se deslocarmos os íons na rede cristalina ocorre que íons de mesma carga elétrica podem aproximar-se uns dos outros,

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havendo ocorrência da força de repulsão e consequente quebra do arranjo cristalino (quebra do cristal iônico).

Condução da corrente elétrica

Essa atração também impede que os compostos iônicos, na fase sólida, conduzam corrente elétrica (cargas elétricas em movimento ordenado), pois não é permitida a mobilidade dos íons na rede cristalina. Entretanto, ao ocorrer a fusão ou dissolução em água, os íons se separaram e adquirem a mobilidade necessária para o transporte da corrente elétrica.

De tudo o que expomos, podemos sintetizar as principais características dos compostos iônicos assim: Na temperatura ambiente são duros e quebradiços. Na fase sólida não conduzem corrente elétrica, entretanto, quando fundidos ou dissolvidos a

fazem. Possuem elevada temperatura de fusão e de ebulição.

REPRESENTAÇÃO DOS COMPOSTOS IÔNICOS ATRAVÉS DE FÓRULAS

FÓRMULA ELETRÔNICA (DE LEWIS)

Nesse tipo de representação, coloca-se o símbolo do átomo entre colchetes, com o total de elétrons na camada de valência que o deixou estável e, por fora a carga adquirida ao atingir a estabilidade.

FÓRMULA MÍNIMA

Indica a menor proporção entre os íons. Nessa representação não se indica a carga elétrica de nenhum dos íons, apenas a quantidade relativa deles.

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EXERCÍCIO 1) Explique por que o íon Na+ é mais estável que o átomo neutro Na. 2) Como são denominados os elementos quimicamente estáveis, cujos átomos apresentam a última camada de elétrons completa? 3) Monte os esquemas de Lewis dos seguintes átomos: a) K (Z = 19) c) C (Z = 6) e) S (Z = 16) b) Ca (Z = 20) d) F (Z = 9) f) N (Z = 7) 4) Indique as ligações, através dos esquemas de Lewis, entre os seguintes átomos: a) 19K e 17Cl c) 20Ca e 7N e) 13Al e 9F b) 20Ca e 8O d) 19K e 8O f) 13Al e 16S 5) Utilizando as valências, obtenha o íon-fórmula dos compostos formados por: a) Na (Z = 11) e N (Z = 7) c) Ca (Z = 20) e Cl (Z = 17) b) K (Z = 19) e S (Z = 16) d) Mg (Z = 12) e N (Z = 7) 6) Qual é a fórmula de um composto formado entre o elemento X da família 2 (2A) e o elemento Y da família 15 (5A)? 7) Como se justificam as altas temperaturas dos pontos de fusão dos compostos iônicos? LIGAÇÃO METÁLICA

Diferentemente da ligação iônica que ocorre entre íons positivos e negativos, a ligação metálica só ocorre entre metais.

Nesse tipo de ligação química temos átomos que tendem a perder elétrons, os elétrons de valência, e ao ocorrer tal perda, transformam-se em cátions. Como diminuem de tamanho aproximam-se uns dos outros num arranjo cristalino, sendo que ao redor desse aglomerado de cátions estarão os elétrons que antes pertenciam à camada de valência de cada um. Esse amontoado de elétrons circundando os cátions recebe o nome de "mar de elétrons livres" ou "nuvem de elétrons livres".

É devido a essa nuvem de elétrons livres que ocorre a estabilização da estrutura metálica, funcionando como uma cola que une os cátions do cristal metálico.

“Mar de elétrons”

Ao representar um cristal metálico formado por átomos iguais, o mais sensato seria escrever

Fen, Cun, etc. uma vez que a substância metálica é constituída por um número infindável (n) de átomos metálicos. Por simplificação, representa-se um metal apenas por seu símbolo: Fe, Cu, etc.

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Há substâncias metálicas formadas por metais diferentes e recebem o nome de LIGAS METÁLICAS. As principais ligas metálicas são:

LIGA METÁLICA CONSTITUIÇÃO Latão 67% de Cobre (Cu) + 33% de Zinco (Zn) Bronze 90% de Cobre (Cu) + 10% de Estanho (Sn) Ouro Branco Ouro (Au) + Níquel (Ni/20 a 50%) Ouro 18 quilates 18g Ouro + 6g de Prata ou Cobre Ouro 12 quilates 12g de Ouro + 12g de Prata ou Cobre Aço carbono 98% de Ferro + 2% de C Aço inox 74% de aço carbono + 18 % de Cr + 8% de Ni Imã 63% de Fe + 20% de Ni + 12% de Al + 5% Co Amalgama dental Hg + outros metais como Sn, Ag, Cu, Cd Solda elétrica 67% de Pb + 33% de Sn

Independente de ser uma substância metálica formada por um único elemento metálico, ou

mais de um, a estrutura do mar de elétrons livres oferece à substância uma elevada capacidade em conduzir corrente elétrica e também calor. Óbvio que é devido à grande mobilidade dos elétrons livres. Essas substâncias podem ser moles ou duras, porém, contrastando com as substâncias iônicas, não são de todo quebradiças, pois ao se deslocar alguns cátions do cristal, o mar de elétrons estabiliza-os novamente, não ocorre repulsão imediata.

As substâncias metálicas são estáveis em conformidade com o cristal que conseguem formar e por isso possuem elevadas temperaturas de fusão, como as substâncias iônicas. EXERCÍCIO 8) Explique a condutividade elétrica dos metais pelo modelo da teoria do “mar de elétrons”. 9) O que é liga metálica 10) Relacione as colunas: a) bronze ( ) cobre e zinco b) aço ( ) cobre e estanho c) latão ( ) ferro e carbono 11) Cite pelo menos uma propriedade dos metais que possibilite o uso de) a) panelas de alumínio; b) espelho de prata; c) cabos de aço de elevadores; d) fios de cobre nas instalações elétricas; e) filamento de tungstênio nas lâmpadas elétricas. 12) (Fatec) A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se: a) ruptura de ligações iônicas. b) ruptura de ligações covalentes. c) existência de prótons livres. d) existência de elétrons livres. e) existência de nêutrons livres. 13) (PUC-SP) O ouro utilizado na fabricação de jóias pode apresentar diferentes tonalidades de cor vermelha. Essa coloração é devida a maior ou menor quantidade de : a) Al b) Ag c) Cu d) Pb e) Hg

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LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação tida como covalente ocorre entre átomos ametálicos, onde cada um dos átomos participantes contribui com um elétron para que a ligação ocorra. Observe abaixo os principais elementos que se ligam por ligação covalente:

Os ametais, como já vimos, têm uma afinidade eletrônica muito grande, por isso tendem a

receber elétrons de outros átomos no intuito de se chegar à estabilidade de um gás nobre. Ao aproximarem-se átomos ametálicos uns dos outros ocorre um certo compartilhamento de elétrons entre eles, ocasionando a formação de uma ligação, a ligação covalente. Essa ligação tem por principal característica o compartilhamento do par de elétrons por ambos os átomos, isto é, a covalência. Observe a formação da ligação covalente nas substâncias abaixo e a maneira de representá-la (fórmulas):

Fórmula eletrônica (Lewis) Fórmula estrutural plana Fórmula molecular

Cl2

O2

HCl

H2O

O princípio da ligação covalente é o compartilhamento de elétrons e ela ocorre entre não-

metais, e entre não-metal e hidrogênio. EXERCÍCIO 14) Analise a afirmação: “Toda ligação covalente ocorre entre não-metais ou entre hidrogênio e não metais”. 15) Qual a diferença entre íon-fórmula e fórmula molecular? Dê exemplos de cada caso. 16) Estabeleça a ligação, através de pares eletrônicos, entre: a) carbono (6C) e hidrogênio (1H) c) nitrogênio (7N) e hidrogênio (1H) b) hidrogênio (1H) e enxofre (16S) d) átomos de cloro (17Cl) 17) Um elemento X possui 6 elétrons de valência. Represente a fórmula eletrônica, estrutural e molecular desse elemento quando combinado com o hidrogênio. 18) O monóxido de carbono (CO) é um dos principais poluentes atmosféricos. Esse gás incolor e inodoro pode ser letal a partir de determinadas concentrações. Escreva sua fórmula eletrônica e estrutural.

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COMO ESCREVER A ESTRUTURA DE LEWIS DE ESPÉCIES POLIATÔMICAS (SUGESTÃO)*

Começamos a 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 de HCN tem 1 + 4 + 5 = 10 elétrons de valência, então terá 5 pares de elétrons. Passo 2: Escreva o símbolo químico dos átomos para mostrar a sua posição na molécula. Por exemplo, o carbono tem mais baixa energia de ionização que o nitrogênio, então a molécula HCN deve ser escrita (com pares de elétrons do lado direito): HCN : : : : : Passo 3: Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados. Por exemplo, o HCN tem cinco pares de elétrons. Usando 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 dubleto, no caso do H) de cada átomo colocando os pares de elétrons remanescentes em torno dos átomos. Se não há pares de elétrons suficientes, forme ligações múltiplas. 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 carbono. Se usarmos os elétrons para completar o octeto do átomo de C, então não completaremos o octeto do nitrogênio.

Porém, rearranjando os pares de elétrons para formar uma ligação tripla entre o carbono e o nitrogênio o octeto é completado tanto para o carbono (C) como para o Nitrogênio (N):

Cada par de elétrons compartilhado representa uma ligação. Para conferir a validade da

estrutura de Lewis, verifique que cada átomo tenha um octeto ou dubleto. Com a ligação tripla, ambos o átomo de nitrogênio e o átomo de carbono adquirem octetos pelo compartilhamento de pares de elétrons. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA

Existe um tipo especial de ligação covalente, denominada de ligação covalente Coordenada. Nela, a contribuição do par de elétrons para a formação da ligação covalente provém de apenas um dos átomos. A ligação formada é igual a uma ligação covalente normal, a diferença ocorre somente na origem dos elétrons. Até mesmo a representação dessa ligação numa fórmula estrutural é feita por um traço simples e não através de setas. Observe a representação da molécula de SO2: Enxofre (S) e Oxigênio (O) são da família 16/6A da tabela periódica, possuem 6 elétrons de valência, necessitando receber 2 elétrons para se chegar à estabilidade de um gás nobre. Para tanto, compartilham 2 pares de elétrons:

Note que com esse compartilhamento ambos ficaram estáveis, com oito elétrons em suas eletrosferas Contudo, não desejamos a representação do SO e sim do SO2. Portanto, outro oxigênio deverá se ligar ao enxofre. Fazendo uma ligação covalente normal, onde cada átomo contribui com 1 elétron na

* Sugestão de Peter Atkins e Loretta Jones, autores do livro Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – ed. Bookman, 2001, pág. 191. ISBN 85-7307-739-5

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ligação, haverá a necessidade do enxofre oferecer mais 2 elétrons ao outro oxigênio. Isso levará o enxofre a ficar com 10 elétrons na última camada. Assim, o enxofre "oferece" um par "inteiro" de elétrons ao outro oxigênio, provocando a formação da ligação covalente coordenada.

EXERCÍCIO 19) Sabe-se que no composto HBrO3, o bromo está ligado aos três átomos de oxigênio e que o hidrogênio está ligado a um dos átomos do oxigênio, pode-se afirmar que o Br realizará: a) ligações covalentes normais. b) ligações iônicas. c) ligações metálicas. d) ligações metálicas e iônicas. e) duas ligações covalentes coordenadas e uma normal. 20) Na atmosfera superior, o gás oxigênio (O2) transforma-se no gás ozônio (O3), o qual é capaz de bloquear grande parte da radiação ultravioleta, permitindo, apenas, a passagem de aproximadamente 7 % dessa radiação. Escreva a fórmula eletrônica e estrutural dos dois gases. ESQUEMA COMPARATIVO ENTRE AS INTERAÇÕES INTERATÔMICAS (LIGAÇÕES QUÍMICAS)

Ligação Iônica Ligação Covalente Ligação Metálica Ocorre entre Metais e Ametais Ametais (principalmente) Metais

Principal Característica da Ligação

Atração eletrostática Entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions), formando uma rede cristalina.

Compartilhamento de elétrons entre ametais, onde cada átomo participante da ligação contribui com 1 elétron, ou dois, no caso da ligação covalente coordenada.

Formação de cátions envoltos por uma nuvem de elétrons livres.

Características da Substância

Em geral, têm temperaturas de fusão e de ebulição altas.

São sólidas à temperatura ambiente.

São duras e quebradiças. Conduzem corrente elétrica na

fase líquida ou dissolvida.

Em geral, baixas temperaturas de fusão e de ebulição.

Podem ser encontradas na forma sólida, líquida ou gasosa, na temperatura ambiente.

Pobre condução de corrente elétrica, quando puras.

Em geral, têm temperaturas de fusão e de ebulição altas.

São sólidas à temperatura ambiente, exceto o mercúrio (Hg), que é líquido.

São maleáveis (pode-se dobrar).

Conduzem corrente elétrica na fase sólida ou fundida.

Polaridade da Ligação

Toda Ligação Iônica é polar, pois é formada entre íons.

Ligação Covalente Polar: ocorre entre átomos de eletronegatividades diferentes.

Ligação Covalente Apolar: ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade.

Não apresentam ligações polares ou apolares. Considera-se que seja apolar.

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POLARIDADE DAS LIGAÇÕES

Para entender o conceito de polaridade, devemos retomar o de eletronegatividade: capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo, numa ligação química.

Escolhendo alguns elementos da tabela periódica, podemos montar uma escala de eletronegatividade:

F O N Cl Br I S C P H

eletronegatividade crescente

Vimos que a ligação iônica ocorre entre espécies químicas com cargas elétricas opostas (cátions e ânions). Por esse motivo, toda e qualquer ligação iônica é polar. Já no caso das ligações covalentes, não existe um elemento que perde e outro que recebe elétrons, mas um compartilhamento. Significa que não ocorre formação de cátions e ânions neste tipo de interação atômica. Entretanto, quando a ligação covalente se faz entre átomos diferentes, um deles tende a atrair o par eletrônico ligante para perto de si, produzindo cargas elétricas parciais de cada lado da ligação.

Então, vamos estudar a polaridade, considerando duas moléculas diferentes:

Molécula de Hidrogênio: H2

Molécula de gás clorídrico: HCl

Pela escala, observamos que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio; por tanto, o par

de elétrons da ligação é atraído por ele, criando-se nesse extremo uma maior densidade eletrônica. Assim, surgem pólos distintos (representado pela letra grega ), formando uma ligação covalente polar

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GEOMETRIA MOLECULAR

Ao estudar as ligações interatômicas, principalmente a ligação covalente, vimos que a estrutura de Lewis demonstrava graficamente um modelo no qual podemos observar a disposição dos átomos e dos elétrons não ligantes da camada de valência numa molécula. Esta disposição pode variar no espaço, o que acaba dando uma forma à molécula, sendo que cada átomo estará conectado a outro mediante um ângulo de ligação que determinará o seu arranjo. O MODELO VSPER

Para prevermos a geometria de uma molécula, assim como o ângulo entre suas ligações, devemos lembrar que as ligações químicas ocorrem via elétrons, os quais geram forças de repulsão. Desse modo, Os átomos tenderão a se dispor de maneira que fiquem o mais longe possível um do outro, gerando uma geometria molecular específica. A essa repulsão dá-se o nome de modelo VSPER (modelo da repulsão por pares de elétrons da camada de valência). Vamos compreender tal modelo através de exemplos que envolvem as principais geometrias que nos interessam. Observe-os atentamente: 1) Molécula de CO2 Fórmula de Lewis:

Observe que ao redor do átomo central (carbono) temos dois átomos de oxigênio, ambos com

dois pares de elétrons não-ligantes. Ambos se repelem, perfazendo um ângulo entre as ligações de 180º

A molécula, então, fica na forma de uma linha e, por esse motivo, essa geometria molecular

recebe o nome de GEOMETRIA LINEAR. 2) Molécula de BF3 Fórmula de Lewis:

Observe que ao redor do átomo central (boro) temos três átomos de flúor, todos com três

pares de elétrons não-ligantes. Todos se repelem, perfazendo um ângulo entre as ligações de 120º.

A molécula, então, fica na forma de um triângulo e, por esse motivo, essa geometria

molecular recebe o nome de TRIGONAL PLANA. Atenção: o Boro foge à regra do octeto. Note que ao seu redor não existem 8 elétrons e sim 6.

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3) Molécula de CH4 Fórmula de Lewis:

Observe que ao redor do átomo central (carbono) temos quatro átomos de hidrogênio,

nenhum com par de elétrons não-ligantes. Todos se repelem apenas pela presença dos elétrons ligantes levando-nos a crer que exista um ângulo entre as ligações de 90º. Contudo, experimentalmente, verificou-se que o ângulo entre as ligações é de 109º28’ (ou 109,47º), como num tetraedro. Cada átomo de hidrogênio ocupa um dos vértices do tetraedro, enquanto o átomo de carbono fica no centro do tetraedro:

Graficamente, representamos as ligações da molécula através de linhas cheias indicando ligações num mesmo plano, cunha cheia, representando ligação para a frente do plano e cunha tracejada indicando ligação para trás do plano.

Pelos motivos apresentados essa geometria molecular recebe o nome de TETRAÉDRICA. 4) Molécula de NH3 Fórmula de Lewis:

Observe que ao redor do átomo central (nitrogênio) temos três átomos de hidrogênio

(nenhum com par de elétrons não-ligantes) e um par de elétrons não-ligantes no nitrogênio (PAR ISOLADO). Este par isolado gera uma repulsão mais forte que aquela apresentada apenas entre os pares ligantes. Portanto, os hidrogênios se repelem apenas pela presença dos elétrons ligantes levando-nos a crer que exista um ângulo entre as ligações de 120º Mas o par isolado repele esses elétrons ligantes, provocando a formação de uma pirâmide de base triangular. Na verdade essa geometria é derivada da TETRAÉDRICA, onde o par isolado ocupa um dos vértices. O ângulo entre as ligações é menor do que 109º28’, devido à repulsão do par isolado. Experimentalmente foi constatado um ângulo entre as ligações de aproximadamente 107º.

Pelos motivos apresentados essa geometria molecular recebe o nome de PIRAMIDAL TRIGONAL.

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5) Molécula de H2O Fórmula de Lewis:

Observe que ao redor do átomo central (oxigênio) temos dois átomos de hidrogênio (nenhum

com par de elétrons não-ligantes) e dois pares de elétrons não-ligantes no oxigênio (PARES ISOLADOS). Estes pares isolados geram uma repulsão mais forte que aquela apresentada apenas entre os pares ligantes. Portanto, os hidrogênios se repelem apenas pela presença dos elétrons ligantes levando-nos a crer que exista um ângulo entre as ligações de 180º. Mas os pares isolados se repelem e também repelem os elétrons ligantes, provocando a formação de uma estrutura angular. Na verdade essa geometria é derivada da TETRAÉDRICA, onde os pares isolados ocupam dois dos quatro vértices. O ângulo entre as ligações é menor do que 109º28’, devido à repulsão do par isolado. Experimentalmente foi constatado um ângulo entre as ligações de aproximadamente 104,5º.

Pelos motivos apresentados essa geometria molecular recebe o nome de ANGULAR. REGRA PRÁTICA PARA DEFINIR A GEOMETRIA DE UMA MOLÉCULA 1) Escreva a estrutura de Lewis para a molécula em análise. 2) Determine o átomo central e para ele, o total de ligantes e de pares de elétrons não-ligantes. 3) Soma-se o total de ligantes com os pares de elétrons não-ligantes. O resultado mostrará qual é a geometria segundo o quadro abaixo:

Ligantes Pares de elétrons não-ligantes Soma Geometria

2 0 2 Linear

3 0 3

Trigonal Plana

4 0 4

Tetraédrica

2 1 3 Angular

2 2 4

3 1 4 Piramidal Trigonal

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POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

Se todas as ligações entre os átomos que formam uma molécula forem apolares, a molécula também será apolar. Contudo, se existirem ligações polares entre os átomos de uma molécula, teremos duas situações: moléculas polares ou moléculas apolares. E para se definir tal polaridade, devemos analisar a geometria da molécula e a direção e sentido dos momentos de dipolo elétrico (). 1ª Situação: Ligações Polares e Molécula Apolar CO2

A molécula de CO2, conforme análise anterior possui geometria linear. Suas ligações carbono-oxigênio são polares, uma vez que o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono. Portanto, podemos demonstrar a molécula assim:

Os momentos de dipolo das ligações se anulam. A molécula tem momento de dipolo igual

a zero ( = 0) e é APOLAR. 2ª Situação: Ligações Polares e Molécula Polar H2O

A molécula de H2O, conforme análise anterior possui geometria angular. Suas ligações hidrogênio-oxigênio são polares, uma vez que o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio. Portanto, podemos demonstrar a molécula assim:

Os momentos de dipolo da água estão a 104,5º um do outro e não se cancelam,

determinando que o momento de dipolo da molécula de água é diferente de zero ( ≠ 0). A molécula é POLAR.

EXERCÍCIO 21) (FCMSC-SP) Na escala de eletronegatividade, tem-se:

Li H Br N O 1,0 2,1 2,8 3,0 3,5

Esses dados permitem afirmar que, entre as moléculas a seguir, a mais polar é: a) O2(G). b) LiBr(G). c) NO(G). d) HBr(G). e) Li2(G) 22) (Vunesp-SP) Dentre as alternativas a seguir, indique a que contém a afirmação incorreta: a) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre dois átomos. b) O composto covalente HCl é polar, devido a diferença de eletronegatividade existente entre os átomos de hidrogênio e cloro. c) O composto formado entre um metal alcalino e um halogênio é covalente. d) A substância de fórmula Br2 é apolar. e) A substância de fórmula CaI2 é iônica.

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23) A respeito das moléculas de dissulfeto de carbono (CS2) e gás sulfídrico (H2S), podemos afirmar que: a) CS2 é linear. b) CS2 é polar. c) H2S é polar. d) H2S tem geometria angular similar ao H2O. e) CS2 tem a mesma geometria que o CO2. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

Além das atrações ocorridas entre átomos, existe também uma atração que surge entre moléculas. Na verdade são apenas 2 tipos de forças atrativas: atrações entre moléculas apolares e atrações entre moléculas polares, sendo que esta última subdivide-se em dois tipos, conforme veremos.

Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos, devido às forças eletrostáticas de atração existentes entre seus cátions e ânions. Do mesmo modo, os metais são quase todos sólidos, devido à forte união que a ligação metálica exerce sobre seus átomos. Já as substâncias covalentes podem ser sólidas, líquidas ou gasosas; isto prova que entre suas moléculas podem existir forças de intensidade maiores ou menores; são exatamente essas "forças" ou "ligações" entre as moléculas (intermoleculares), que iremos estudar.

As forças intermoleculares são genericamente denominadas de forças de Van der Waals em homenagem ao físico holandês Johannes Van der Waals que, em 1873, propôs a existência dessas forças. FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON (DIPOLO INSTANTÂNEO-DIPOLO INDUZIDO)

A atração intermolecular "forças de Van der Waals ou de dispersão de London" ocorre entre moléculas apolares, principalmente. São bastante fracas e resultam do seguinte: mesmo sendo apolar, a molécula é formada por muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula estar com "mais elétrons de um lado que do outro", seja no momento de aproximação de outra molécula, seja através de uma colisão com deslocalização da nuvem eletrônica. Esta molécula estará, então, momentaneamente polarizada e, por indução elétrica, irá provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma atração fraca e momentânea entre ambas.

Como estas forças atrativas são fracas, pequena quantidade de energia é suficiente para provocar a separação dessas moléculas e, consequentemente, passá-las da fase sólida para a líquida e depois para a gasosa.

É de se salientar que quanto maior a quantidade de elétrons em uma molécula, maior a contribuição para a polarização da molécula, aumentando a força de dispersão de London. Por exemplo, a molécula de F2 tem apenas 18 elétrons. Seu poder de polarização, em comparação com os outros elementos de sua família, é muito pequeno, então suas moléculas interagem muito fracamente uma com a outra, por isso, está na fase gasosa na temperatura e pressão ambiente. Já o Br2, que também é uma molécula apolar e binuclear com 70 elétrons, provoca uma polarização maior que do F2 e por isso é líquido, uma vez que possui força atrativa de London mais acentuada. O I2 é sólido. Ele tem 106 elétrons.

Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem por forças intermoleculares dipolo instantâneo-dipolo induzido: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6.

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DIPOLO-DIPOLO

A atração intermolecular "dipolo-dipolo" ocorre entre moléculas polares, onde um dos pólos (+ ou -) atrai o pólo oposto de outra molécula. São atrações cerca de 10 vezes mais fortes do que as forças de dispersão de London e, por isso mesmo faz com que as substâncias com esse tipo de interação tenham maior temperatura de fusão e de ebulição do que aquelas com interações de London.

LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO

A interação intermolecular "Ligação de Hidrogênio" é um tipo especial de forças dipolo-dipolo, pois também ocorrem entre moléculas polares. Contudo apenas nas moléculas polares que possuem o hidrogênio (H) ligado a átomos muito eletronegativos, no caso, flúor (F), oxigênio (O) ou nitrogênio (N), que são os elementos mais eletronegativos da Classificação Periódica dos Elementos Químicos que pode ocorrer esse tipo de interação.

A ligação de hidrogênio á a atração intermolecular mais forte existente e ocorre principalmente na fase sólida ou líquida de um composto. Entretanto é cerca de 10 vezes menos intensa que uma ligação covalente.

Observe na ilustração acima que o inseto apóia suas pata na superfície da água sem afundar,

pois seu peso não é suficiente para romper as ligações de hidrogênios entre as moléculas de água.

Para que exista uma ligação de Hidrogênio, uma molécula deve conter o átomo de

Hidrogênio ligado a oxigênio, flúor ou nitrogênio e a outra molécula deve conter o átomo de oxigênio, nitrogênio ou flúor.

Essas interações são suficientemente fortes para alterarem as propriedades das substâncias

nas quais elas ocorrem como, por exemplo, a temperatura de fusão e de ebulição (e, por conseqüência, o estado físico).

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EXERCÍCIO 24) Por que os compostos iônicos e a maioria dos metais são sólidos em condições ambientes? 25) Explique por que, em condições ambientes, a água se encontra no estado líquido e o cloreto de hidrogênio no estado gasoso. 26) Quando se ferve a água, qual o tipo de ligação que se rompe? 27) Alguns insetos conseguem pousar sobre a água. Isso é possível devido a alta tensão superficial da água, ou seja, suas moléculas da superfície estão muito unidas. Explique esse fenômeno. 28) Qual o tipo de força de atração intermolecular encontrada nas substâncias liquefeitas abaixo? a) F2 b) CO c) HF d) CO2 e) HI 29) O ponto de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular de uma substância. Se as moléculas são mais pesadas, a energia fornecida (calor) para separá-las é maior. Esse efeito está registrado na série I do gráfico a seguir. Explique a irregularidade presente na série II.

PE (K)

massas moleculares (u)

série I

série IINH3

PH3

AsH3

SbH3

CH4

SiH4

GeH4SnH4

AS FORÇAS INTERMOLECULARES E AS TEMPERATURAS DE FUSÃO E DE EBULIÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS

O tipo de interação intermolecular e a massa das partículas interferem nas suas propriedades, principalmente no tocante à temperatura de fusão e de ebulição. ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA

As moléculas formam as substâncias. As substâncias formam as misturas e ambas formam o que denominamos de matéria.

A matéria pode-se apresentar sob várias fases de agregação: sólida, líquida ou gasosa. Estas fases dependem das forças de atração entre as espécies químicas e da pressão exercida sobre elas. Assim:

1) Fase Sólida: Forças Atrativas > Forças Repulsivas

Partículas muito próximas umas das outras. Pouca energia cinética (Ec), isto é, as partículas estão impossibilitadas de se movimentarem. Forma fixa devido às forças de atração prevalecerem sobre as forças de repulsão. Volume fixo. Como as partículas estão "imóveis", o espaço ocupado por elas não varia.

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2) Fase Líquida: Forças Atrativas ≈ Forças Repulsivas.

Partículas nem muito afastadas, nem muito próximas. Num estágio intermediário entre o sólido e o gasoso.

Energia cinética (Ec) maior que no estado sólido, mas menor que no estado gasoso. As partículas adquirem certa mobilidade.

Perde a forma fixa devido à diminuição das forças de atração. O volume mantém-se fixo, pois a mobilidade das partículas é limitada.

3) Fase Gasosa: Forças Atrativas < Forças Repulsivas.

Partículas muito afastadas umas das outras. Muita energia cinética (Ec), isto é, as partículas tendem a ficar o mais distante uma da outra. Forma fixa inexistente, toma a forma do recipiente. Volume fixo inexistente, ocupa o espaço total do recipiente onde se encontra.

EXERCÍCIO 30) Água (H2O) e metano (CH4) têm massas moleculares quase iguais e pontos de ebulição bem diferentes. Qual das propriedades abaixo explica melhor o fato de a água apresentar um ponto de ebulição bastante superior ao do metano. a) estabilidade térmica b) ação solvente c) atomicidade d) densidade e) polaridade 31) (UnB-DF) Ao estudar alguns aspectos da ciência e tecnologia dos alimentos, em especial a dissolução, um estudante, trabalhando em laboratório com quatro amostras de substâncias sólidas, obteve os resultados apresentados na tabela seguinte:

Solvente Substância I II III IV

Água Solúvel Solúvel Insolúvel Solúvel Óleo Pouco solúvel Pouco solúvel Solúvel Pouco solúvel

A partir da análise dos dados contidos na tabela, julgue os itens a seguir. I - As substâncias I, II, IV são polares. II - A propriedade analisada pelo estudante independe da temperatura do sistema. III - A separação da substância II do material obtido com o solvente água pode ser realizada por destilação; a da substância III, por filtração. IV - Os resultados obtidos pelo estudante demonstram que I e IV correspondem a uma mesma substância. Assinale a afirmativa CORRETA.

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a) I e III b) II e III c) III e IV d) I e II e) I, II, III e IV 32) (UFPE) As ligações químicas nas substâncias K(s), HCl(g), KCl(s) e Cl2(g), são respectivamente: a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar. b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar. c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente apolar. d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar. e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica. 33) (UFF) A capacidade que um átomo tem de atrair elétrons de outro átomo, quando os dois formam uma ligação química, é denominada eletronegatividade. Esta é uma das propriedades químicas consideradas no estudo da polaridade das ligações. Assinale a opção que apresenta, corretamente, os compostos H2O, H2S e H2Se em ordem crescente de polaridade. a) H2Se < H2O < H2S b) H2S < H2Se < H2O c) H2S < H2O < H2Se d) H2O < H2Se < H2S e) H2Se < H2S < H2O 34) (UFSM) O nitrogênio líquido pode ser obtido diretamente do ar atmosférico, mediante um processo de liquefação fracionada; nessa situação, seus átomos ficam unidos por ligações químicas denominadas. a) iônicas. b) dativas. c) van der Waals. d) covalentes polares. e) covalentes apolares. 35) (Unb) Considerando a representação de Lewis para o dióxido de enxofre, mostrada abaixo, julgue os itens que se seguem.

(1) Pela Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência, a molécula de SO2 deve ser linear. (2) Nessa representação, a ligação entre o oxigênio da esquerda e o enxofre é tipicamente uma ligação iônica. (3) A Teoria do Octeto explica a estabilidade das ligações do dióxido de enxofre, apesar de não ser suficiente para explicar ligações químicas de todas as substâncias. BIBLIOGRAFIA PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L., Química - volume único, 1ª ed., Ed. Moderna, 1999.

SARDELLA, A., Curso Completo de Química - volume único, 2ª ed., Ed. Ática, 1999.

USBERCO, J.; SALVADOR, E., Química – volume único, 5ª ed., Ed. Saraiva, 2002.

RUSSELL, J. B., Química Geral, 2ª ed., Vol. 1, Ed. Makron Books, 1994.

SANTOS, P. L. W.; MÓL, G. S., et al. Química e Sociedade - volume único., Ed. Nova Geração, 2005.

ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente –

Ed. Bookman, 2001, ISBN 85-7307-739-5.