Material q geral

Material q geral

(Parte 5 de 7)

É a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons.

Ex:

3Li0 = 1s2 2s1 ; 9F0 = 1s2 2s2 2p5

Li (g)  Li+ (g) + e-

F (g) + e-  F- (g)

Se estes processos são interligados, ou seja, se o elétron perdido pelo Li é ganho pelo F, então todo o processo pode ser representado por :

Li (g) + F (g) Li+(g) + F-(g)

Como o cátion e o ânion apresentam cargas opostas, eles se atraem eletrostaticamente, formando um par iônico.

Li+ (g) + F- (g)  [Li+ F- ] (g)

Esta ligação eletrostática entre os íons do par é conhecida como ligação iônica

Geralmente, este tipo de ligação ocorre entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou do H. Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions.

  • Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável.

  • Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência , nem sempre fica com configuração estável. Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.

Algumas Propriedades dos Compostos Iônicos

  • Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).

  • Sólidas à temperatura ambiente.

  • Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido e quando dissolvidos em água.

  • Cristais duros e quebradiços.

Estrutura de Lewis dos Átomos

Em 1916, o químico norte-americno G.N.Lewis desenvolveu um método de colocar os elétrons em átomos, íons e moléculas. Este método faz uso de diagramas, agora chamados de estruturas de Lewis. A estrutura de Lewis para um átomo consiste no símbolo químico, rodeado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo. Ex:

Ligação Iônica e Energia

Quando um sistema sofre uma transformação, ele atinge um estado de maior estabilidade. Reconhecemos este aumento de estabilidade pelo fato da transformação estar seguida por uma liberação de energia.

Um processo é dito energeticamente favorável quando vem acompanhado por uma liberação de energia. Por si só, a liberação de energia não pode ser usada para predizer com certeza se uma reação irá ocorrer, mas processos altamente exotérmicos ( liberam calor ) frequentemente são espontâneos

Alguns números podem nos ajudar a verificar isto. Os valores dos ΔH, em kj.mol-1 para os processos são:

Etapa

Processo

ΔH ( kj.mol-1 )

1

Na  Na + + e-

+ 495 ( energia absorvida )

2

Cl + e-  Cl -

- 348 ( energia liberada )

3

Na + + Cl -  Na + Cl -

- 449 ( energia liberada )

Total

Na + + Cl -  Na + Cl -

- 302 ( energia líquida liberada )

Podemos ver que a conversão de um mol de Na e Cl em um mol de pares iônicos NaCl é energeticamente favorável.

Formação de um Composto Iônico Sólido

Os processos que envolvem a formação de pares iônicos gasosos a partir de átomos gasosos não são geralmente encontrados. Assim, vamos considerar a formação do cloreto de sódio sólido a partir de sódio e cloro gasoso. Estes são os estados físicos, nos quais estas substâncias são mais encontradas.

Etapa

Processo

ΔH ( kj.mol-1 )

1

Na (s)  Na (g)

+ 108 ( energia absorvida )

2

½ Cl 2 (g) Cl (g)

+ 121 ( energia absorvida )

3

Na (g)  Na + (g) + e-

+ 449 ( energia absorvida )

4

Cl (g) + e-  Cl - (g)

- 348 ( energia líquida liberada )

5

Na + (g)+ Cl (g) NaCl (s)

- 787 ( energia liberada )

Total

Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl (s)

- 411 ( energia líquida liberada )

A energia liberada na etapa 5 é chamada de energia reticular do cloreto de sódio, e é muito grande porque nesta etapa cada íon sódio e cada íon cloreto formam seis ligações iônicas, formando assim, o reticulo cristalino.

Cristais de sal e Retículo Cristalino

Ligação Covalente

Vimos que quando um átomo possui uma energia de ionização baixa e outro apresenta uma afinidade eletrônica alta, um ou mais elétrons podem se transferir do primeiro para o segundo para formar uma ligação iônica. A ligação covalente ocorre quando os dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e perder elétrons. Sob essas condições, a transferência total de um elétron não acontece. Em vez disso, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos.

Para ilustrar as propriedades de uma ligação covalente, vamos inicialmente considerar a menor molécula, a do hidrogênio. Imagine que você está segurando um átomo de hidrogênio em cada uma de suas mãos e vagarosamente os aproxima. À medida que isto ocorre, você sentirá uma força atrativa que cresce e tende a faze-los ficar mais próximos. Se você permitir uma aproximação maior, as forças atrativas atingem um valor máximo e em seguida começam a enfraquecer, decrescendo até desaparecerem por completo. Deste momento em diante você terá que puxar os átomos para mantê-los unidos próximos, uma vez que as forças atrativas serão substituídas por forças repulsivas que crescem bruscamente com o decréscimo da distância interatômica.

Assim, podemos dizer que a força atrativa que segura dois átomos de hidrogênio juntos formando uma molécula de H2 é devida, em parte, à atração entre cada núcleo e o elétron do outro átomo. A medida que os dois átomos se aproximam, o elétron de cada átomo torna-se cada vez mais atraído pelo núcleo do outro. A força de repulsão que predomina em distâncias internucleares inferiores a 0,074 nm ( nanômetros ) é o resultado de uma repulsão elétrica entre os dois núcleos carregados positivamente e entre dois elétrons.

Verifica-se que a posição de equilíbrio "dH" é aquela na qual o sistema possui mínima energia.

A distância 0,074nm é denominada distância de ligação ou comprimento de ligação, e é a distância onde as forças atrativas e repulsivas se igualam, conforme mostra o gráfico acima.

Estruturas de Lewis e a Ligação Covalente

A ligação covalente consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos e pode ser representada por meio da estrutura de Lewis. A formação da molécula de hidrogênio a partir de dois átomos de hidrogênio pode ser representada por:

  • Átomos de hidrogênio isolados; H . . H OBS: um elétron de valência

  • Molécula de hidrogênio H2 H : H

Exemplo 2: HF

O átomo de Flúor tem configuração eletrônica 1s2 2s2 2p5 e é representado por:

Quando os dois átomos se encontram, eles compartilham seus elétrons de valência desemparelhados, atingindo a configuração do Hélio (1s2) e do Neônio (1s22s22p6), respectivamente.

Como os dois átomos apresentam uma diferença de eletronegatividade igual a 1,6 (3,8-2,2 = 1,6), a ligação química é considerada covalente e polar. Isto porque o flúor é mais eletronegativo que o hidrogênio e atrai os elétrons da ligação para si, formando um dipolo permanente.

Exemplo 3: Cl2

O átomo de Cloro tem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 e necessita apenas de um elétron na camada de valência par atingir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo que é o Argônio.

Ao compartilhar um elétron com o átomo de cloro vizinho, a configuração do argônio é atingida ( [18Ar] = [10Ne] 3s2 3p6 ) . Como os dois átomos apresentam as mesmas configurações eletrônicas e os mesmos valores de eletronegatividade, não há tendência em haver concentração de elétrons sobre nenhum dos dois átomos e, portanto, a ligação é covalente apolar.

Ligações Múltiplas

Dois átomos podem compartilhar mais de um par de elétrons. Uma ligação com dois pares compartilhados é denominado ligação dupla e com três pares, ligação tripla.

Exemplo 1: O2

O oxigênio tem configuração eletrônica 1s2 2s2 2p4 e necessita de dois elétrons para atingir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo, o Neônio.

Como ele apresenta dois elétrons desemparelhados, cada oxigênio pode fazer até duas ligações químicas. Ao fazer essas duas ligações, o oxigênio atinge a configuiração do Neônio ([2He]2s22p6). A diferença de eletronegatividade entre os dois átomos é zero e, assim, a ligação é covalente apolar.

Na medida do possível a estrutura de Lewis deveria mostrar que a regra do octeto ( 8 elétrons na camada de valência ) é obedecida. Entretanto, há algumas moléculas e íons poliatômicos que a regra não é obe

Exemplo 2: N2

O nitrogênio apresenta configuração eletrônica 1s2 2s2 2p3 e necessita de três elétrons para atingir a configuração eletrônica do gás nobre Neônio.

Ao compartilhar um elétron, os átomos de nitrogênio atingem configuração de valência 2s2 2p4, desta forma eles ficam a dois elétrons de atingir a configuração de valência do neônio. Mas, como cada nitrogênio ainda apresenta dois elétrons desemparelhados, eles compartilham esses dois elétrons com o átomo vizinho, fazendo uma ligação tripla e atingindo a configuração 2s2 2p6 do neônio.

Como os dois átomos são idênticos, eles apresentam o mesmo valor de eletronegatividade. Assim, a ligação é covalente apolar.

Consultar a Bibliografia para se aprofundar no estudo das polaridades das substâncias.

4.5. Ligações Covalentes Normal e Coordenada

Esta ligação é semelhante à covalente normal e ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitam de dois elétrons para se estabilizarem. Quando o par de elétrons é proveniente de um átomo, este tipo de ligação é chamada de coordenada. Entretanto, é importante mencionar que a ligação covalente coordenada não é diferente de uma ligação covalente normal. Normal e coordenada são apenas termos convenientes para indicar a origem do par de elétrons. A ligação coordenada pode ser representada por uma seta A  B ou por um traço de valência A – B.

Ex 1: SO2

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