LIGAÇÃO QUÍMICA

Ligação química

introdução

Sabemos que as substâncias são constituídas pelas partículas fundamentais: átomos ou iões e estas partículas, normalmente, não ficam sozinhas.
Quase sempre ficam ligadas umas às outras de qualquer maneira.
Só os átomos dos gases nobres ficam 'solteiros'; não se ligam com um ou mais outros.
Ligar partículas pode-se realisar de várias maneiras, mas sempre acontece na parte exterior da partícula. Portanto, sempre tem a ver com os electrões de valência nas últimas camadas dos átomos.
Qualquer maneira de ligar partículas chamamos uma ligação química das quais tramos aqui as três mais importantes.
O resultado duma tal ligação química tem consequências enormes para as propriedades da substância.

Índice

1. A ligação iónica

1.1 rede iónica

2. A ligação metálica

2.1 rede metálica

3. A ligação covalente (atómica)

3.1 moléculas

3.2 ligação covalente polar

3.3 ΔE

3.4 ligação dupla/tripla

3.5 ligação aromática

4. combinações das ligações diferentes

5. A ligação química & energia

6. Forças intermoleculares

6.1 forças vanderWaals

6.2 forças dipolares

6.3 fontes de Hidrogénio

6.4 rede molecular

1. A ligação iónica

Existem iões simples e iões complexos. Ambos podem participar nas ligações iónicas.
Logo que haja atracção entre iões (por terem cargas opostas) pode surgir uma ligação iónica.

Aquelas bolinhas violetas podem, p.ex, apresentar iões negativos e o outro tipo mais pequeno apresenta iões metálicas positivos.

Temos dois tipos de iões: os positivos e os negativos.
Ficam todos juntos porque cargas opostas se atraem.

De modo geral: metais criam iões positivos (cedem electrões) e não metais criam iões negativos (captam electrões).
Portanto, entre Metais e Não-Metais forma-se a

ligação iónica = atracção entre iões positivos e negativos

Os metais cedem electrões, criando iões positivos. Os não-metais (ametais) ganham electrões, criando iões negativos.

A força da repulsão ou atracção depende de:

as cargas das iões
as distâncias entre os iões

Aqui aplicamos uma fórmula da física (Lei de Coulomb):

k = uma constante
Q₁en Q₂ são as cargas dos iões
n = a distância (medida dos centros dos iões; para tal, consulte uma tabela com raios iónicos

Quando os não-metais tornam-se iões, o seu nome muda:
o nome original vem com -eto

Voorbeelden:
Cl^- = chloreto; S^2- = sulfureto N^3- = nitreto. Exepção: O^2- = óxido

Iões positivos não sofrem esta mudança de nome.
Quando um metal tenha mais valores da valência (p.ex. iões de Ferro existem Fe²⁺ e Fe³⁺) a própria valência escrevemos no nome da substância com dígitas romanas:
cloreto de ferro(II) = FeCl₂ (const por iões Fe²⁺ e Cl^-)
O Ferro tem aqui uma valência 2
Óxido de Chumbo(IV) = PbO₂ (const por iões: Pb⁴⁺ e O^2-). O Chumbo tem aqui uma valência de 4

Um metal metálico, elemento não ligado a outros elementos, p.ex. Estanho, aínda não reagiu; os átomos aínda ficam com seus electrões de valência, aínda não foram cedidos; o metal fica neutro.

1.1 A rede iónica

Substâncias constituídas por iões têm REDES IÓNICAS [na maioria: sais]

Dentro da rede, as inter-atracções entre os iões opostos são bastante fortes.

Exercício 1
Imagine a rede iónica de NaCl, na qual os iões encostam uns os outros (veja a imagem).
Os valores das cargas iónicas encontram-se nas tabelas, tal como os raios iónicos.
Aqui vale a pena saber o seguinte: a carga do protão tem valor +1. Mas esse valor é um valor relativo. A carga absoluta é: 1,6 x 10^-19 C
Calcule a força de atracção entre os iões na rede de sal da cozinha.

Substâncias constituídas por iões não formam moléculas!
As moléculas tratamos numa outra parte deste módulo, mas já pode saber que as moléculas são constituídas por átomos ligados, não de forma iónica.
Moléculas são partículas neutras.

Afinal, as substâncias iónicas também são neutras, só que por razão de existir números iguais das cargas positivas e negativas dentro da rede iónica.
Os iões positivos e negativos sempre ficam juntos em números que garantem um resultado neutro.
Estes números são enormes. Todos ficam bem organizados dentro da: REDE IÓNICA

A proporção dos iões dentro da rede iónica indicamos com dígitas ao lado direito embaixo, que parece uma fórmula molecular, mas o que é uma fórmula de proporção.

Atenção: à primeira vista não vemos nenhuma diferença entre fórmulas moleculares e fórmulas de proporção.

2. A Ligação Metálica

Só Metais participam nas Ligações Metálicas (exepção é grafite, o que não é metal, mas sim tem um tipo ligação metálica).
Os metais formam somente iões positivos, cedendo electrões de valência. Só que, aonde vão estes iões?
É estranho imaginar a situação em que todas as partículas cedem electrões, sem outras partículas que captam. Mas sim, isto acontece.
Os electrões cedidos obtêm um estado livre, com muito espaço de mover em redondo de todos os iões da rede metálica.
Neste caso, este electrões de valência apanham um estado autónomo.

Ligação metálica = Atracção entre electrões livres (negativos) e iões metálicos (positivos)

2.1 A rede metálica

Substâncias constituídas por iões positivos fixados na sua posição e electrões livres têm REDES METÁLICAS com atracções internas variáveis, muitas vezes bastante fortes.

As forças de atracção na rede metálica possam ficar grandes. Mas sim, há diferenças entre os metais diferentes.
Para partir uma rede de Ferro (i.é: fundir o ferro)precisamos temperaturas bastante altas. Mas fundir Chumbo torna-se mais fácil. veja módulo 5

Mais uma vez: todos os átomos metálicos gostam (mais ou menos) de perder (ceder) electrões. O conjunto destes electrões perdidos torna-se assim um tipo 'cola' que mantem os iões metálicos positivos nas suas posições fixas.

3. Ligações covalentes ou ligações atómicas

Cada átomo do não-metal quer ganhar electrões, o que só é possível no caso de compartilhá-los. Normalmente, compartilhar realiza-se em pares de electrões.
Em vez da palavra 'compartilhar' também podemos dizer que os átomos sobrepõem-se, criando assim moléculas.
Neste caso formam-se moléculas. São partículas constituídas pos 2 ou mais átomos cuja carga fica zero.

Dois exemplos são as substâncias CO₂ e SO₂

Ligações covalentes = electrões compartilhados entre dois átomos

Os dois átomos querem ganhar electrões, mas uma tal situação de ganhar somente pode-se realisar numa cooperação.

Imaginemos agora átomos não metálicos que reagem; chamamos aos dois: P e Q.
Um átomo de P começa compartilhar electrões com um átomo de Q. Assim arranca a reacção.
Supondo que um dos dois átomos aínda não tenha configuração estável (do gás nobre, com 8 electrões de valência ou 2 no caso de H), um terceiro átomo é necessário para continuar a reacção.
Este processo continua até todos os átomos ficam contentes com configuração nobre.
Regra geral aqui é: átomos iguais não querem ligar (com exepção C)
Por exemplo: caso átomos de S e de O encontram, os átomos S preferem ligar com O e não com S.

Exercício 2
Faça uma esboça do acontecimento quando átomos soltos de P e de O se encontram.

Exercício 3
Escolhe e explique a sua resposta:

Quando átomos de H e de O encontram, forma-se

uma ligação iónica

uma ligaçao covalente polar

uma ligação covalente apolar

nehuma ligação

3.1 a molécula

Quando dois ou mais átomos estão ligados de maneira covalente, formando partículas neutras, estas partículas são chamadas 'moléculas'.
Os átomos constituíntes podem ser átomos iguais ou diferentes.

Sendo constituídos por dois ou mais átomos ligados, as moléculas ocupam espaço; as moléculas têm uma forma tridimensional.

Exercício 4
O sal da cozinha é constituído por moléculas? Explique a sua resposta.

A forma tridimensional das moléculas

a forma cíclica da glicose

Existem moléculas muito simples, como H-H (H₂), neste caso lineares e completamente simétricas.
Mas são muito mais as moléculas que ocupam mais espaço e têm moléculas grandes, por exemplo, glucose.

As estruturas electrónicas e radicais

A estrutura electrónica demonstra todos os electrões de valência (pontos ou traços) de cada átomo duma partícula.
Normalmente, os átomos ligados obtêm 4 pares de electrões de valência (= 4 traços = 8 electrões).

Exercício 5
Controle em cada estrutura em baixo:

se o número total dos electrões de valência está certo
se os átomos conseguiram chegar a uma distribuição estável

Resposta

No caso de ter um electrão impar, a partícula é muito reactiva e é chamada radical.

Muitas vezes os dois não-metais podem ligar somente de uma só maneira, mas acontece também que várias combinações sejam possíveis.
Neste caso, será necessário indicar as duas opções diferentes com duas nomes diferentes. (veja também módulo 4)

mono	1	di	2	tri	3	tetra	4	penta	5
hexa	6	hepta	7	octa	8	nona	9	deca	10

Exercício 6
Dá os nomes das seguintes substâncias:

N₂O

N₂O₃

CuCl

PbS

SO₂

Ceder ou captar completamente os electrões tem limitações:
Mais de três electrões não dá. Iões 4⁺ são muitísso raros.
No caso de compartilhar electrões uma tal limitação não existe; compartilhar 6 electrões é bem possível nas ligações covalentes.

3.2 Ligações covalentes polares

Sabemos que os electrões têm carga negativa, incluíndo aqueles que formam uma ligação covalente; portanto, incluíndo os electrões compartilhados!
Acontece que um átomo da ligação covalente tenha mais atracção aos electões do que o outro átomo da mesma ligação.
O átomo que attrai mais fortamente torna-se um pouco negativo (δ-).
Ao outro lado da mesma ligação encontra-se o átomo que tinha que ceder alguma carga negativa, assim tornando-se um pouco positivo (δ+).
A ligação covalente, neste caso, não tem um carácter simmétrico.

Uma ligação covalente pode ser constituída por um átomo com uma electronegatividade E maior do que o do outro átomo.

Isto cria uma certa deslocação dos electrões compartilhados na ligação covalente, quer dizer, na direcção do átomo com maior atracção.

Uma ligação deste tipo chamamos: covalente polar

Ligações covalentes podem ter um carácter completamente NÃO-POLAR, quando não há δ+ e δ-
No case de existir, dentro da ligação covalente, um certo desequilíbrio na distribuição dos electrões, portanto, no caso de cargas δ+ δ-, a ligação é chamada : POLAR.

Uma outra aproximação:
Quanto maior a diferença entre os valores de E dos elementos numa substância, tanto mais carácter iónica tem a ligação entre estes elementos.
Assim, por exemplo, a substância Al₂O₃ tem um carácter iónica de 70% e um carácter covalente de 30 %.

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
1	H							He
2	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
3	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
5	Rb	Rb	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
6	Cs	Bi	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
7	Fr	Ra

metais	Cs
metalóides	Po
não metais	Se

O esquema emcima mostra a Tabela Periódica simples (somente com os grupos principais I - VII)

a zona vermelha: os ametais têm a tendência de captar electrões, assim ficando com carga negativa. (grande electronegatividade). a zona azul: os metais têm a tendência de ceder electrões, ficando com uma certa falta de carga negativa, ou seja, ficando com uma carga positiva. (pouca electronegatividade).

Exercício 7
Explique os pormenores deste esquema.

3.3 ΔE

Exercício 8
Tente compreender e explicar o esquema seguinte, no qual ΔE (diz: delta E) é a diferença entre as electronegatividades de dois átomos ligados.

Ligações metálicas	muitos metais têm valor baixo de E
Ligações iónicas	ΔE: > ±1,6
Ligações covalentes -covalente não polar - covalente polar	0 < ΔE < ±1,6 0 < ΔE: < ±0,4 ±0,4 < ΔE: < ±1,6

N.B.
Utilizamos nas ciências naturais muitos símbolos do alfabeto Grego, (veja tabela II)
por exemplo:

delta Grego maiúsculo Δ : indica uma diferença entre dois valores determinados
delta Grego minúsculo δ : indica um bocadinho, que não chega a uma unidade inteira; fica indeterminado

Exercício 9
Dadas as moléculas de CCl₄, NH₃, H₂O, HF.
O que podemos concluir sobre as ligações dentro das moléculas em termos de diferença de electronegatividade?
use a tabela V

Dípolos / moléculas dipolares

Moléculas podem conter uma ou mais ligações polares, criando, sim ou não, dípolos, dependente da simetria da molécula (no exemplo o HCl é uma molécula com ligação covalente polar e a molécula total fica um dípolo)

Note bem: uma molécula pode conter ligações polares, mas mesmo assim não ficar um dípolo!!

Exemplos:

CS₂ (ΔE = ±0)	CO₂ (ΔE = ±1.0)	H₂O (ΔE = ±1.3)
Ligações covalentes apolares	Ligações covalentes polares	Ligações covalentes polares
Moléculas não polares	Moléculas não polares	Moléculas polares
Não há dípolo	Não há dípolo	Dípolo
Não existem δ⁺ e δ^-	Existem δ⁺ e δ^- cujos centros sobrepõem	Os centros de δ⁺ e δ^- não sobrepõem (ficam separados)
S=C=S	O = C = O δ ^- δ⁺ δ^-	δ ⁺ δ ⁺ H H \ / O δ^-

Exercício 10

São dadas as moléculas de CCl₄ e CH₂Cl₂, (veja imagem) e de NH₃, H₂O e HF
O que podemos concluir, comparando estes moléculas em termos de:

Polaridade das ligações
Dípolo
Carácter iónico

De modo geral, substâncias polares (p.e. água) atraem / dissolvem outras substâncias polares (p.ex. açúcar).

Da mesma maneira, substâncias não polares (p.e. petróleo) atraem / dissolvem outras substâncias não-polares (p.ex. gordura).

Substâncias polares e não polares não misturam.

Exercício 11
A molécula de água não tem estrutura linear, mas angular. Esta pequena diferença tem um impacto enorme no nosso mundo.
Descreva o impacto.
Resposta

3.4 ligações duplas e triplas

3-hexeno (com ligação dupla) Numa ligação dupla, há 4 electrões compartilhados por dois átomos de Carbono.
Mas nota bem o seguinte: Um dos pares compartilhados realisa sobreposição regular, o outro par sofre sobreposição dum tipo especial, chamado pi. (ver módulo 4)
Numa ligação tripla, hà 6 electrões compartilhados por dois átomos de Carbono. Um par tem sobreposição normal; os dois outros têm sobreposição especial, do tipo pi.
Mais informação sobre este fenómeno pode encontrar no módulo 04.

Exercício 12

Consulte as tabelas IV e VI:
1. distâncias interatómicas nas ligações covalentes
2. energia das ligações covalentes
Recolhe as informações sobre as ligações: C - C, C = C, C ≡ C;
ponha estes informações num gráfico que tem os três ligações no eixo-x; isto dá dois gráficos diferentes;
1. as 3 ligações vs a distãncia interatómica
2. as 3 ligações vs a energia da ligação
tire conclusões.
estime os dados duma ligação C ^... C em benzeno

Exercício 13
A seguinte afirmação é sim ou não verdadeira?
"Numa ligação tripla, p.ex. na substância acetileno (=etino), dois átomos de Carbono compartilham em total 6 electrões."
Explique a sua resposta.

3.5 Benzeno

Fórmula molecular: C₆H₆

Cada átomo de Carbono vem com 4 electrões de valência.
Cada átomo de Carbono no anel tem três ligações covalentes normais.
Assim, cada átomo de carbono fica com um electrão não compartilhado.
Um electrão não compartilhado (um electrão sozinho) de modo geral, fica com muita energia demais, fica muita instável.
Tadavia, o anel sabe resolver este problema:
Estes 6 electrões 'solteiros' juntos compartilham duma maneira especial, chamado 'ligação covalente do tipo pi (π)'.
Antes de falar em pormenos sobre este tipo de ligação pi, vamos simplificar a situação e dizer o seguinte: os 6 electrões obtêm a oportunidade de deslocar-se pelos 6 átomos no anel, ou seja,
Estes electrões obtêm muito mais espaço e, assim, muito mais estabilidade.

4. Combinações de ligações diferentes na mesma substância

É bem possível encontrar substâncias que têm ligações de vários tipos.
Por exemplo: Carbonato de Cálcio, CaCO₃ é constituído por três elementos dos quais o Cálcio é metal e os dois outros (Carbono e Oxigénio) são não-metais.

Esta substância contém ligações iónicas entre os iões Ca²⁺ e CO₃^2-
Dentro dos iões Carbonato existem ligações covalentes entre Carbono e Oxigénio.

Para todos os iões, simples e complexos, existe a regra: o total dos seus electrões (carga negativa) NÃO é igual a o total dos protões (carga positiva)

Exemplos dos iões simples e complexos:

simples:	Na⁺ Cl^- H⁺
complexos:	H₃O⁺ OH CO₃^2-

Conhecendo a carga dum ião, podemos logo ver como será a distribuição da carga entre protões en electrões no ião.
por exemplo:
Um ião com uma carga 2^- terá 2 electrões a mais do que protões.
Isto cabe aos iões simples e complexos.

Exercício 14
Temos os iões Ba²⁺ H₃O⁺ Cl^- OH^-
Usando a Tabela Periódica, calcule o número de protões e electrões dentro de cada ião.

Iões complexos - de modo geral - são constituídos por dois ou mais átomos dos não-metais. Ficam ligados dentro daquele ião negativo através de ligações covalentes. (em certos casos, também metais participam)

Exercício 15
Dá uma substância que contém dois metais e um não-metal, com os dois tipos de ligações: iónico e covalente.
Resposta

5. Ligação química e energia

De facto, esta parágrafo prepara o módulo sobre reacções químicas.
Acho isto útil de momento para já pedir um pouco da tua atenção.

A ligação química sempre tem a ver com electrões de valência.
Estes electrões gostam de entrar numa ligação para resolver a sua abundância de energia através de reagrupamento destes electrões em novas ligações, assim realisando um estado mais estável.
A formação de qualquer ligação, de modo geral, é exotérmica (ver também módulo 7)

Em baixo encontra uma tabela com as energias de ligação.

Cada vez, o energia surge na tabela na unidade: kJ/mol.
Se for um valor alto, a formação da própria ligação fornece muita energia.

Exemplo:
Ligando duas moles de átomos de H, formando assim uma mol ligações H-H, liberta-se 436 kJ de energia.

ENERGIAS DE LIGAÇÃO

x 100 kJ/mol

H-H	- 4,36	H-F	- 5,63	N≡N	- 9,45	C-F	- 4,4
F-F	- 1,53	H-Cl	- 4,32	C≡C	- 8,3	C-Cl	- 3,3
Cl-Cl	- 2,43	H-Br	- 3,66	C≡N	- 8,9	C-Br	- 2,8
Br-Br	- 1,93	H-I	- 2,99	C=O	- 8,0	C-I	- 2,4
I-I	- 1,51	H-O	- 4,646	C=S	- 2,6	C-O	- 3,5
H-O (alkanol)	- 4,5	N-H	- 3,9	C=C	- 6,1	H-S	- 3,44
C-C	- 3,5	C-H	- 4,1	O=O	- 4,98	P-H	- 3,22

Exercício 16
Porque é que uma ligação C-C terá um energia de ligação mais alta do que uma ligação I-I?

6. Forças intermoleculares

Iões formam uma rede iónica, metais uma rede metálica.
Qual a situação no case moléculas e ligações covalentes?
Dentro das várias moléculas podemos encontrar forças inter-moleculares.

Encontramos aqui três tipos:

as forças VanderWaals,

forças polares,

pontes de Hidrogénio.

6.1 Forças VanderWaals

Dr. VanderWaals (1839 - 1923, cientista Holandês) descreveu certas atracções entre moléculas, as forças intermoleculares. Mesmo entre partículas não-polares existem certas forças de atracção.
Há autores que chamam somente às últimas (entre partículas não-polares) "forças VanderWaals", mas também há outros que chamam de todas estas forças (tanto aqueles polares como também os apolares, o nome "forças VanderWaals".
Não é de grande importância qual é o nome usado.

As massas das moléculas não polares podem induzir, na aproximação duma à outra, uma polaridade que é responsável para forças dipolares temporais.
Não são forças fortes e dependem do número de electrões nas partículas e sua polarizabilidade, i.é dependem do tamanho da partícula.
De modo geral: estas forças dependem da massa molecular.

Exercício 17
As moléculas dos Halogéneos têm pontos de ebulição baixos, mas diferentes.
Consultando a tabela, explique as diferenças usando as forças vanderwaals.
resposta

6.2 Forças dipolares (permanentes)

Moléculas de carácter polar têm um lado δ⁺ (um pouco positivo) e um lado δ^- (um pouco negativo).
Quando duas moléculas encontram, encostam, o lado positivo irá atrair o lado negativo da outra molécula e repulsar o lado positivo da outra molécula.

6.3 pontes de Hidrogénio

Estas formas de atracção entre moléculas estão muito ligadas com a existência de dípolos, mas não são iguais.
Por exemplo, moléculas de água atraem-se por ter dípolos.
Mas para além disso existem pontes de Hidrogénio:
Um átomo de H^δ⁺ se encontra dentro de dois átomos δ^- de modo linear.
Aí forma-se uma tal ponte, que chega a ter um pouco carácter de ligação covalente.

δ^- δ⁺ δ^-
O - H - - - O

condições para realizar uma ponte de Hidrogénio:

em total deve ser uma estrutura linear.

sempre é necessário um H^δ⁺

os átomos δ^- podem ser Oxigénio, mas não necessariamente (no exemplo pode surgir Nitrogénio)

os traços (- - -) indicam a própria ponte: um par de electrões do Oxigénio soffreu um pouco da influência do Hidrogénio, começando assim uma ligação de carácter covalente.

6.4 a rede molecular

As moléculas podem ficar juntos, dependente das forças de attracção duma molécula à outra (depende das 3 tipos de ligação intermolecular).
Substâncias com ligações covalentes têm moléculas que podem formar REDES MOLECULARES.

Por causa das forças vanderwaals, a força duma rede molecular depende muito da massa molecular.
por exemplo:
Moléculas de açúcar encontram-se numa rede molecular, formando cristais. As forças que estabilizam esta rede sao mais ou menos fortes, por que as moléculas de açúcar não só tem massa molecular grande, mas também têm um caracter bastante polar.

Moléculas de água são muito mais leves, mas muito polar. As forças vanderwaals não têm grande influência aqui. As forças polares dominam bastante.
O efeito é de que as redes moleculares de água se formam só a uma temperatura de 0^oC. (ponto de fusão)

Observando todas as substâncias químicas, são as moléculas que dominam na nossa terra.
Isto é, as ligações covalentes dominam e existem muitos sólidos com redes moleculares.