Ligações Químicas

Em uma ligação química é possível que as partes envolvidas apresentem uma carga parcial, ou negativa ou positiva. Em toda ligação iônica ocorre transferência de elétrons, portanto, sempre haverá formação de pólos. No entanto, nas ligações covalentes, a formação de pólos estará condicionada à eletronegatividade dos átomos.
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POLARIDADE

Em uma ligação química é possível que as partes envolvidas apresentem uma carga parcial, ou negativa ou positiva. Em toda ligação iônica ocorre transferência de elétrons, portanto, sempre haverá formação de pólos. No entanto, nas ligações covalentes, a formação de pólos estará condicionada à eletronegatividade dos átomos.

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES

Nas ligações covalentes simples, pode ocorrer a formação de polos. Isto se deve ao fato de os átomos possuírem diferentes eletronegatividades.

Quando um átomo é mais eletronegativo que o outro, ele atrai o par de elétrons para próximo de si adquirindo uma carga parcialmente negativa ( δ – ).

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Observe:

Quando os átomos possuem a mesma eletronegatividade, a atração exercida no par de elétrons é a mesma, não havendo formação de polos

Resumindo:

– ligação polar → átomos com diferentes eletronegatividades;

– ligação apolar → átomos com a mesma eletronegatividade.

MOMENTO DIPOLAR

É a medida da polaridade de uma ligação química.

Na prática, o momento dipolar de uma molécula funciona como o vetor resultante de todos os vetores gerados por cada ligação covalente das moléculas.

 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

Definimos polaridade para as moléculas, em geral, da seguinte forma:

– quando o momento dipolar de uma molécula for igual a zero, dizemos que a mesma é apolar;

– quando o momento dipolar for diferente de zero, dizemos que a molécula é polar.

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Exemplos:

Μ1 + μ2 = 0

μR = 0 molécula apolar

Observação:

A polaridade de uma molécula também pode ser entendida como o acúmulo dos pares eletrônicos em um único elemento químico.

Exemplos:

             

       Molécula polar                        Molécula apolar

SOLUBILIDADE

Para definir a solubilidade dos compostos, recorremos sempre frase: “semelhante dissolve semelhante”.

O que ocorre é que somente solventes polares podem dissolver solutos polares; assim como somente solventes apolares podem dissolver solutos apolares.

Principais solventes polares: água (H2O) e amoníaco (NH3).

Principais solventes apolares: tetracloreto de carbono (CCl4), éter, n-hexano, benzeno, tolueno, sulfeto de carbono.

 COMPOSTOS IÔNICOS X MOLECULARES

Um composto é considerado molecular quando apresenta exclusivamente ligações covalentes (normais ou coordenadas).

Exemplo: Água (H2O), gás carbônico (CO2), gás sulfúrico (SO3) etc. Neste caso, a molécula é realmente a menor partícula que representa a substância.

Um composto é considerado iônico desde que possua uma única ligação iônica (mesmo apresentando várias ligações covalentes, normais ou coordenadas.

Exemplo:

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Resumindo:

COMPOSTOS IÔNICOS

MOLECULARES

quase todos são sólidos

podem ser gasosos, líquidos

solúveis em solventes polares

solúveis em solventes polares

conduzem corrente elétrica (eletrólitos)

não conduzem corrente elétrica

OBSERVAÇÃO

 

As substâncias moleculares polares podem conduzir corrente elétrica (eletrólito) somente em solução aquosa.
As substâncias moleculares apolares não conduzem corrente elétrica, pois não formam íons.
Os compostos iônicos conduzem corrente elétrica em solução aquosa ou no seu estado fundido (líquido).

GEOMETRIA MOLECULAR

É possível encontrar facilmente a geometria de uma série de moléculas, tendo como base apenas o número de átomos que as compõem e a estrutura do átomo central.

 MOLÉCULA FORMADA POR DOIS ÁTOMOS (CASO XY OU X2)

A geometria será sempre linear, independentemente dos átomos envolvidos.

Exemplos:

H2                   H – H

Cl2                  Cl – Cl

HCl                 H – Cl

 MOLÉCULA FORMADA POR 3 ÁTOMOS (CASO XY2)

A geometria pode ser:

– linear: se o átomo central não possuir par de elétrons disponíveis;

Exemplos:

CO2                     O = C = O

HCN                   H – C ≡ N

N2O                     O ← N ≡ N

– angular: se o átomo central possuir par de elétrons disponíveis.

Exemplo:

 MOLÉCULA FORMADA POR 4 ÁTOMOS (CASO XY3)

A geometria pode ser:

– trigonal plana (ou triangular): se o átomo central não possuir par de elétrons emparelhados disponíveis;

Exemplo:

– piramidal: se o átomo central possuir par de elétrons disponíveis.

Exemplo:

 MOLÉCULA FORMADA POR 5 ÁTOMOS (CASO XY4)

A geometria será sempre tetraédrica, independentemente dos átomos envolvidos.

 

Exemplo: CH4

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES

São as forças de atração entre as moléculas que as mantêm unidas e determinam seus estados físicos.

Estão presentes nos estados sólido e líquido. No gasoso, o elevado grau de afastamento das moléculas torna essas interações praticamente inexistentes. Daí pode-se concluir que quanto maior for a aproximação das moléculas, maior será o número de ligações intermoleculares.

 LIGAÇÕES DE VAN DER WAALS (FORÇAS DE LONDON OU DIPOLO INDUZIDO)

São ligações fracas que ocorrem entre moléculas apolares.

Um exemplo importante são os cristais de gelo seco, gás carbônico (CO2) sólido, ou ainda os cristais de iodo (I2) sólido, que por, terem suas moléculas fracamente unidas, passam facilmente da fase sólida para a fase gasosa, ou seja, sofrem sublimação.

LIGAÇÕES DE DIPOLO – DIPOLO (OU DIPOLO PERMANENTE)

São responsáveis pela atração existente entre moléculas polares.

Estabelecem-se de tal forma que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.

São forças de natureza elétrica, mais fortes que as de Van der Waals.

Exemplo: HCl

 PONTES DE HIDROGÊNIO (OU LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO)

São forças de atração de natureza elétrica, do tipo dipolo-dipolo, porém, bem mais intensas.

Ocorrem quando a molécula possui hidrogênio ligado à elemento muito eletronegativo como o flúor, o oxigênio ou o nitrogênio.

A ponte é formada pela atração entre o hidrogênio de uma molécula e o átomo muito eletronegativo (F, O ou N) de outra molécula.

Por ser essa uma força de atração bastante forte, as moléculas que fazem ponte de hidrogênio possuem pontos de fusão e ebulição bem mais altos do que se poderia esperar.

Pode-se perceber a existência de pontes de hidrogênio realizando-se um simples experimento. Completa-se um copo com água até a borda. Podemos observar que a água ultrapassa ligeiramente o topo do copo sem derramar.

Por que a água não derrama? Isto mesmo, devido às pontes de hidrogênio.

 Íon Dipolo

É a atração que ocorre entre um íon e o polo de uma molécula polar.

 

Exemplo:

A atração do sal KI em água.

O sal sofre dissociação iônica se tornando K+ e Ie o polo negativo da água atrai o íon positivo do sal e o polo positivo da água atrai o íon negativo.

 FORÇA E PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO

– Força

Íon dipolo  > Pontes de hidrogênio > Dipolo-dipolo > Van der Waals

                  – Pontos de fusão e ebulição

Os processos de mudança de estado físico são caracterizados pela formação ou ruptura de ligações intermoleculares. Quando uma pedra de gelo sofre fusão, boa parte de suas pontes de hidrogênio são rompidas. Se continuarmos o aquecimento até a ebulição, o restante das pontes que existiam no estado líquido serão rompidas. Conclui-se que a fusão e a ebulição são processos nas quais as ligações intermoleculares são rompidas parcialmente (fusão) ou totalmente (ebulição).

Quanto mais forte for a ligação, maior será a energia necessária para rompê-la. Sendo assim, quanto maior for a força da ligação intermolecular, maior serão seus pontos de fusão e ebulição.

Observe:

 

OBSERVAÇÃO 1

Levando-se em consideração as ligações inter e intramoleculares, pode-se definir as seguintes ordens de força e pontos de fusão e ebulição:

Força:

Ligação Iônica> Covalente> Pontes de Hidrogênio> Dipolo-dipolo> Van der Waals

Pontos de fusão e ebulição:

Ligação Iônica> Pontes de Hidrogênio>Dipolo- -dipolo> Van der Waals

OBSERVAÇÃO 2

As forças que existem entre as moléculas, são muito importantes, sobretudo quando se deseja explicar as propriedades das substâncias. Além disso, são estas forças as responsáveis pela existência dos três estados físicos. Sem elas, só existiriam gases. A ligação de hidrogênio é a força responsável pela interação entre os grupos hidroxila da água e do umectante, evitando o ressecamento da pele.

A pele humana, quando está bem hidratada, adquire boa elasticidade e aspecto macio e suave. Em contrapartida, quando está ressecada, perde sua elasticidade e se apresenta opaca e áspera. Para evitar o ressecamento da pele é necessário, sempre que possível, utilizar hidratantes umectantes, feitos geralmente à base de glicerina e polietilenoglicol:

(Disponível em: http//www.brasilescola.com Acesso em: 23 abr.2010 [adaptado].)

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