Interações Atômicas e Moleculares

Profa. Ana Paula FrancoProfa. Ana Paula Franco

UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ

Disciplina de Química e Biologia(Química I)

(

­ Na natureza, os átomos se associam, em busca de estabilidade, através de ligações químicas.  

­ Os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) e estáveis são os gases nobres.

­ Os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. 

­ Todos os gases nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons.

­ Teoria do octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX, baseada na idéia, de que a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.

As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias:

­ Iônica­ Covalente normal e dativa­ Metálica

Ligação Iônica:

­ Ocorre com a formação de íons. 

­ A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. 

­ Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. 

­ O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. 

­ Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.

Na ligação iônica:

A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual. 

metal: átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada;

não metal: átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada. 

Exemplo: A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. 

Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:

Na   2 ­ 8 ­ 1        Cl   2 ­ 8 ­ 7

­ O sódio: com 11 prótons e 11 elétrons, após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. 

­O cloro:  com 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. 

­ Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1­. 

 

­ O sódio: com 11 prótons e 11 elétrons, após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. 

­O cloro:  com 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. 

­ Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1­. 

­ A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. 

­Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.

Características dos compostos iônicos:

Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes; 

Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição; 

Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos. 

Ligação covalente simples: É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. 

­ Só ocorre o compartilhamento da quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas para que eles atinjam a estabilidade. 

­ Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. 

­ Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio.

Exemplo: HExemplo: H2  

O hidrogênio possui um único elétron na camada K, compartilhando 1 O hidrogênio possui um único elétron na camada K, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para, que é de dois elétrons elétron, atinge a quantidade necessária para, que é de dois elétrons ((HeHe). ). 

Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.dos dois átomos participantes da ligação.

Na molécula de NNa molécula de N2 ocorrem três ligações covalentes entre  ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.os dois átomos.

77N   2 – 5N   2 – 5

Estas três ligações (Estas três ligações (tripla ligaçãotripla ligação) garantem que os dois ) garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. nas suas últimas camadas. 

A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolarapolar, , pois nela os elétrons são compartilhados de maneira pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.para atrair o elétron para si. 

­ A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes.

6C   2 ­ 4                8O   2 – 6

­ C compartilha 4 elétrons e cada átomo de O 2 elétrons (dupla ligação), garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.

­ Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados. 

Ligação covalente dativa ou coordenada:

­ Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. 

­ Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação. 

 ­ Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. 

 ­ A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor.

Exemplo: SOExemplo: SO33

Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O.átomos de 16S e 8O.

S   2 ­ 8 ­ 6              O   2 – 6S   2 ­ 8 ­ 6              O   2 – 6

Compartilhando dois elétrons através de ligações Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.elétrons na última camada.

Características dos compostos moleculares:

Podem ser encontrados nos três estados físicos; 

Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos iônicos; 

Quando puros, não conduzem eletricidade; 

Quando no estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C. Moleculares, R. C. Covalente). 

­ Ligação metálica: É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais (1A, 2 A, grupos B). 

­ Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. 

­ Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma­se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. 

­ Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica.

Teoria da nuvem eletrônica: 

­ Segundo essa teoria, alguns átomos do metal "perdem" ou "soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons ficam "passeando" entre os átomos dos metais e funcionam como uma "cola" que os mantém unidos. 

­ Existe uma força de atração entre os elétrons livres que movimentam­se pelo metal e os cátions fixos, e fornece as características dos metais.

Propriedade dos metais: 

­ Brilho metálico característico; 

­ Resistência à tração; 

­ Condutibilidade elétrica e térmica elevadas; 

­ Alta densidade; 

­ Maleabilidade(se deixarem reduzir à chapas e lâminas finas);

­ Ductilidade(se deixarem transformar em fios); 

­ Ponto de fusão e ebulição elevados 

­ AlotropiaAlotropia  (do grego (do grego allosallos, outro, e , outro, e tropostropos, maneira) foi , maneira) foi um nome criado por Jöns Jacob Berzelius  e que hoje um nome criado por Jöns Jacob Berzelius  e que hoje designa o fenômeno em que um mesmo elemento designa o fenômeno em que um mesmo elemento químico pode originar substâncias simples diferentes. químico pode originar substâncias simples diferentes. 

­ As substâncias simples distintas são conhecidas como As substâncias simples distintas são conhecidas como alótroposalótropos..

­ Ocorre no C, O, S e P.­ Ocorre no C, O, S e P.

­ ­ 66C forma as substâncias grafite e diamante de forma natural C forma as substâncias grafite e diamante de forma natural e os fulerenos de forma artificial. e os fulerenos de forma artificial. 

­ O grafite é um sólido escuro e pouco duro, apresenta O grafite é um sólido escuro e pouco duro, apresenta massa específica de 2,22g/cm³. massa específica de 2,22g/cm³. 

­ É um sólido constituído pela união de enorme quantidade É um sólido constituído pela união de enorme quantidade de átomos de carbono, e cada um deles apresenta de átomos de carbono, e cada um deles apresenta geometria molecular trigonal plana. geometria molecular trigonal plana. 

­ Já o diamante é um sólido transparente e muito duro, Já o diamante é um sólido transparente e muito duro, apresenta massa específica de 3,51g/cm³. Sua dureza é apresenta massa específica de 3,51g/cm³. Sua dureza é atribuída ao modo como os vários tetraedros de carbono atribuída ao modo como os vários tetraedros de carbono 

apresentam­se ligados (cortar vidro e fazer brocas).apresentam­se ligados (cortar vidro e fazer brocas). 

  

                                                                                                                                                                                                         

      

 

  

                                                                                                                                                                                                         

      

 

Geometria molecular:Geometria molecular: é o estudo de como os átomos estão  é o estudo de como os átomos estão distribuidos espacialmente em uma molécula. Esta pode distribuidos espacialmente em uma molécula. Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem. que a compõem. 

As principais classificações são linear, angular, trigonal plana, As principais classificações são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.piramidal e tetraédrica.

Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrónicos da camada conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrónicos da camada de valência.de valência.

Teoria da repulsão dos pares eletrônicos:Teoria da repulsão dos pares eletrônicos:

Baseia­se na idéia de que pares eletrônicos da camada de Baseia­se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. uns dos outros. 

não ligante­não ligante > ligante­não ligante > ligante­ligantenão ligante­não ligante > ligante­não ligante > ligante­ligante

Disposição geométrica linear. Os átomos se posicionam em linha. 

Disposição geométrica triangular plana. Os átomos formam um triângulo eqüilátero. 

Disposição geométrica tetraédrica. Formato de tetraedro (pirâmide triangular). 

Para se determinar a disposição geométrica de uma molécula, basta seguir duas regras simples: 1) Escrever a fórmula estrutural;

2) Identificar o número de ligações atômicas, que é o mesmo número de zonas de repulsão;

­ Se a molécula tiver até duas zonas de repulsão, a geometria será linear. 

­ Se tiver três, será triangular plana e se tiver quatro será tetraédrica.

Vejamos alguns exemplos:1) Molécula de Dióxido de Carbono (CO2)

Fórmula estrutural (ligações): 

Note que o átomo de carbono estabelece duas duplas ligações, uma dupla ligação com cada átomo de oxigênio. 

A molécula de CO2 também pode ser representada conforme abaixo (disposição geométrica linear dos elétrons, fórmula eletrônica):

Representação esquemática da molécula de dióxido de carbono, que apresenta geometria linear.

2) Molécula de Trifluoreto de Boro (BF3)Fórmula estrutural:

­ O átomo de boro forma três ligações simples, uma com cada átomo de flúor,  com três zonas de repulsão e a geometria molecular é triangular plana, conforme a figura:

3) Molécula de Metano (CH4)

Fórmula estrutural:

­ C estabelece quatro ligações simples com os átomos de H, com quatro zonas de repulsão e a geometria molecular é tetraédrica, conforme figura ao lado:

As forças de interação entre as moléculas:  são dependentes da polaridade das ligações entre os átomos que formam as moléculas.

Polaridade molecular: átomos com grande diferença de eletronegatividade (maior atração do par eletrônico, distorção da nuvem eletrônica).

Apolaridade molecular: pequena ou ausência da diferença de eletronegatividade (sem distorções na nuvem eletrônica. 

Força intermolecular: Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. 

Essas forças variam de intensidade, dependendo do tipo da molécula (polar ou apolar) e, no caso das polares, de quão polares elas são.

Íon x molécula polar: É a força mais forte e sua magnitude pode ser compatível a de uma ligação covalente (NaCl e H2O).

Molécula polar x molécula polar: Ocorre entre moléculas polares da mesma substância ou de substâncias diferentes, ambas polares. Esta força é muito conhecida como dipolo x dipolo ou dipolo­permanente (HCl).

Ligações de hidrogênio: Quando o H está ligado a um átomo de forte eletronegatividade (F, O ou N), forma ligações polares muito fortes. Seus pólos interagirão fortemente com outras moléculas polares, formando uma forte rede de ligações intermoleculares.

Molécula polar x molécula apolar: Conhecida como interação dipolo x dipolo induzido, ocorrem porque moléculas polares (dipolos permanentes) conseguem distorcer a distribuição de carga em outras moléculas vizinhas, através de polarização induzida. 

Uma interação desse tipo é uma interação fraca. Essas interações são responsáveis, por exemplo, pela solubilidade de gases como o O2 (apolar) em água.

Molécula apolar x molécula apolar: O movimento dos elétrons permite que, em determinado momento, moléculas apolares consigam induzir um dipolo em sua molécula vizinha e esta, uma vez polarizada, dê seqüência ao efeito (gasolina). 

Essas forças foram percebidas pelo físico polonês Fritz London, que sugeriu que moléculas apolares poderiam se tornar dipolos temporários. Essas forças ficaram conhecidas como forças de dispersão ou forças de London ou de van der Waals.

Veja qual força intermolecular é mais intensa através da figura abaixo:

A seta indica a ordem crescente da intensidade de interação. 

Exercícios fundamentais: referentes aos assuntos Exercícios fundamentais: referentes aos assuntos abordados:abordados:

­ Ligações químicas;Ligações químicas;­ Geometria molecular;Geometria molecular;­ Polaridade de ligação; ePolaridade de ligação; e­ Forças intermoleculares.Forças intermoleculares.