Investigando a Estrutura das Moléculas

 

Ligação química em moléculas diatómicas Tipos de ligação química Ligação covalente
Ligação iónica Ligação metálica Parâmetros de ligação

 

voltar

 

Haverá vantagens em entidades isoladas, como átomos, estabelecerem entre si aquilo a que chamamos ligações químicas, a fim de formarem entidades mais complexas a que chamamos moléculas?

Com certeza que sim.

Devemos entender uma ligação como uma ponte para uma organização natural em que existe equilíbrio, equilíbrio esse baseado no Princípio da Energia Mínima, ou seja, a entidade resultante possui a menor energia que lhe é possível ter.

 

 

 

 

Ligação química em moléculas diatómicas

Nas moléculas, devido às forças electrostáticas, os átomos mantêm-se "unidos", isto é, quimicamente ligados entre si.

A força de interacção electrostática núcleo-núcleo e electrão-electrão é repulsiva, enquanto que a força de interacção electrostática núcleo-electrão é atractiva.

Para haver formação de uma molécula diatómica tem de existir equilíbrio neste sistema composto por dois átomos, isto é, tem de existir estabilidade, estabilidade essa que depende da distância a que os núcleos se encontram, a distância de equilíbrio.

A energia potencial de interacção electrostática entre os átomos de uma molécula diatómica em função da distância entre os núcleos pode ser visualizada através do esquema seguinte, em que a energia é arbitrariamente nula para uma distância infinita entre os núcleos.

Quando os núcleos se encontram à distância r0, a energia potencial da molécula assume o seu valor mínimo possível, E0, e, a esta distância, este sistema encontra-se num estado de equilíbrio, isto é, a molécula acaba de se formar.

O sistema composto pelos dois átomos ligados possui menor energia que o conjunto dos dois átomos isolados.

Esta distância entre os núcleos designa-se por comprimento de ligação entre os átomos da molécula.

A energia de ligação é a energia libertada quando dois átomos isolados se aproximam o suficiente para formar um sistema estável, ou seja, estabelecer uma ligação química em que haja partilha de electrões.

topo

 

 

 

Tipos de ligação química

Nas ligações químicas, o papel fundamental é desempenhado pelos electrões de valência, e o tipo de ligação, covalente, iónica ou metálica, depende da electronegatividade dos átomos.

A electronegatividade é a maior ou menor tendência de um átomo para captar electrões de outros átomos, aos quais se encontra ligado, usando-se usualmente a escala de Pauling para a quantificar.

A electronegatividade aumenta com o aumento do número atómico, ao longo de um período, e diminui com o aumento do número atómico, ao longo de um grupo.

A diferença de electronegatividade entre dois elementos pode ser usada para prever o tipo de ligação entre átomos desses elementos. Assim:

Diferença de electronegatividade entre dois átomos

Tipo de ligação entre os átomos

D £ 1,7

covalente

D ³ 1,7

iónica

Podemos então inferir que, devido à grande diferença de electronegatividade entre os elementos dos grupos 1 e 2, os metais alcalinos e alcalino-terrosos, respectivamente, e dos grupos 16 e 17, halogéneos, se estabelecem ligações do tipo iónico entre eles, quer sais, quer óxidos, por exemplo.

topo

 

 

 

Ligação covalente

A ligação covalente, ligação em que há partilha de electrões, é devida à atracção entre os núcleos e os electrões situados entre eles, os electrões ligantes, situados, consequentemente, na região ligante.

Os restantes electrões, que continuam parcialmente associados a um só dos núcleos, mesmo depois de formada a molécula, praticamente não participando na ligação, designam-se por electrões não-ligantes.

De acordo com George Newton Lewis, a ligação covalente resulta da partilha de um par de electrões, implicando que os átomos que participam da ligação ficam com a configuração electrónica de um gás raro do mesmo período, isto é, com o último nível de energia completo, com dois ou oito electrões, consoante o período. Assim:

Elemento

Electrões de valência

Representação segundo Lewis

Hidrogénio

1

Carbono

4

Nitrogénio

5

Oxigénio

6

Flúor

7

Cloro

7

Os electrões ligantes ou não-ligantes referenciam-se de acordo com a distribuição electrónica dos átomos dos elementos em causa em conjugação com a aplicação da regra de Hund.

Assim:

Elemento

Z

Distribuição electrónica de acordo com a regra de Hund

H

1

1s1

C

6

1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 *

N

7

1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1

O

8

1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1

F

9

1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1

Cl

17

1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py2 3pz1

* hibridização das orbitais sp

Então, podemos visualizar algumas moléculas diatómicas, de acordo com a representação de Lewis, algumas em que a ligação covalente é apolar, em que a diferença de electronegatividade entre os átomos da molécula é nula, outra em que a ligação covalente é polar, em que a diferença de electronegatividade entre os átomos da moléculas não é nula, sendo no entanto menor que 1,7.

Ligação covalente apolar

Os electrões ligantes são atraídos de igual forma pelos dois átomos que constituem a molécula, sendo que a distribuição electrónica em torno do núcleo é simétrica.

Dizemos por isso que a molécula não apresenta dipólo eléctrico e que o seu momento dipolar** é nulo.

 


Molécula de cloreto de hidrogénio

 

Ligação covalente polar

Se a ligação for estabelecida entre átomos diferentes existe uma diferença de electronegatividade que é traduzida por uma partilha não equitativa dos electrões ligantes, o que se traduz numa distribuição electrónica assimétrica, formando um excesso de carga negativa do lado do átomo mais electronegativo, pólo negativo, e consequentemente um excesso de carga positiva do lado do átomo menos electronegativo, pólo positivo.

Como se forma um dipólo eléctrico**, o momento dipolar não é nulo.

Se existe partilha de 1 par de electrões a ligação diz-se simples, ou de ordem 1.

Existindo partilha de 2 ou 3 pares de electrões a ligação é dupla, de ordem 2 ou tripla, de ordem 3, as quais ocorrem quando os elementos C, N, O e S fazem parte da ligação.

 

**

Dipólo eléctrico é o conjunto de duas cargas q de módulo igual mas de sinal oposto que se encontram a uma distância d uma da outra.

Momento dipolar é uma grandeza, do tipo vectorial, cuja norma é igual ao produto da carga q pela distância d, com a direcção da recta que une os centros das cargas e sentido da carga negativa para a carga positiva. Representa-se por .

topo

 

 

 

Ligação iónica

A ligação iónica é estabelecida quando, entre os dois átomos presentes, de diferentes elementos químicos, a diferença de electronegatividade é superior a 1,7 tal que, vai existir uma transferência de electrões de um, o átomo menos electronegativo, para o outro, o mais electronegativo. Assim sendo, o átomo que capta electrões transforma-se num ião negativo e o átomo que cede electrões transforma-se num ião positivo.

A natureza das ligações deste tipo favorece o aparecimento de sólidos iónicos de estrutura cristalina, como é o caso do cloreto de sódio.

Elemento e substância

Electronegatividade e sua diferença

Ligação

Representação de Lewis

Distribuição electrónica

Na

NaCl

0,93

D = 2,23

iónica

Cl

3,16

Podemos visualizar a formação da substância cloreto de sódio, bem como do óxido de magnésio e do fluoreto de cálcio, com base nos diagramas de Lewis.

As substâncias iónicas são caracterizadas por terem pontos de fusão e ebulição relativamente elevados, fruto da intensidade das forças electrostáticas que mantêm os iões atraídos entre si.

topo

 

 

 

Ligação metálica

Nos metais, os electrões de valência movem-se livremente por entre a rede de iões metálicos positivos, não estando localizados em nenhum átomo em particular.

Podemos então visualizar um metal como sendo constituído por uma rede de iões positivos imersos num "gás" de electrões não localizados, sendo que estes electrões é que são os responsáveis pela ligação metálica.

Os metais constituem cerca de ¾ das substâncias elementares conhecidas e são caracterizados por possuírem boa condutibilidade eléctrica e térmica, maleabilidade e ductilidade, resistência à ruptura, em virtude de terem um número de electrões de valência inferior a 4, tendendo portanto a formar iões positivos, baixas energias de ionização e baixa electronegatividade.

topo

 

 

 

Parâmetros de ligação

Comprimento de ligação

É a distância média entre os núcleos de dois átomos ligados. Distância média porque, como nas moléculas, os átomos se encontram em vibração em torno de uma posição de equilíbrio, esta distância varia.

É tanto maior quanto maior for o número atómico dos elementos envolvidos na ligação.

Molécula

Comprimento de ligação (pm)

H2

74

F2

142

Cl2

199

Br2

228

Para a ligação química entre átomos do mesmo elemento, o comprimento de ligação é tanto menor quanto maior for o número de dupletos ligantes.

Ligação

Comprimento de ligação (pm)

C – C

154

C = C

134

C º C

120

 

Energia de ligação

É a energia libertada quando dois átomos isolados se aproximam para estabelecer a ligação química.

Molécula

Energia de ligação (kJ mol-1)

H (g) + H (g) ® H2 (g)

436

F (g) + F (g) ® F2 (g)

158

Cl (g) + Cl (g) ® Cl2 (g)

244

H (g) + Cl (g) ® HCl (g)

431

Para a ligação química entre átomos do mesmo elemento, a energia de ligação é tanto maior quanto maior for o número de dupletos ligantes.

Ligação

Energia de ligação (kJ mol-1)

C – C

347

C = C

611

C º C

837

 

Energia de dissociação

É a energia mínima que é necessário fornecer a uma molécula para quebrar a ligação química entre dois átomos, sendo que, numa molécula diatómica a energia de dissociação tem o mesmo valor que a energia de ligação.

 

Ângulo de ligação

É o valor médio do ângulo formado pelos segmentos de recta dirigidos do centro do núcleo de um átomo central para os centros dos núcleos de dois átomos que a ele se encontram ligados.

Molécula

Ângulo de ligação

H2O

104,5º

OF2

103,4º

Cl2O

111º

H2S

92,4º

 

Estudo dos parâmetros anteriores e previsão da geometria molecular

A geometria molecular depende essencialmente das interacções electrostáticas entre os electrões de valência dos átomos que estabelecem a molécula.

Temos de analisar o equilíbrio devido à atracção entre os núcleos e os electrões ligantes e a repulsão entre os núcleos e entre os electrões não-ligantes, por forma a atingir o estado de energia mínima.

Assim:

molécula de dióxido de carbono, CO2

6C: 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1

8O: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1

Molécula linear apolar.

O momento dipolar resultante é nulo.

A molécula possui 4 dupletos ligantes, formando 2 ligações covalentes duplas.

 

molécula de água, H2O

1H: 1s1

8O: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1

Molécula angular polar.

O momento dipolar resultante não é nulo.

A molécula possui 2 dupletos ligantes, formando 2 ligações covalentes simples.

Existem também dois dupletos não-ligantes.

 

molécula de amoníaco, NH3

1H: 1s1

7N: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1

Molécula piramidal polar.

O momento dipolar resultante não é nulo.

A molécula possui 3 dupletos ligantes, formando 3 ligações covalentes simples.

Existe também 1 dupleto não-ligante no átomo de azoto.

 

molécula de metano, CH4

6C: 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1

1H: 1s1

Molécula tetraédrica apolar.

O momento dipolar resultante é nulo.

A molécula possui 4 dupletos ligantes, formando 4 ligações covalentes simples.

 

molécula de etano, C2H6

6C: 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1

1H: 1s1

Molécula tetraédrica, em torno de cada átomo de carbono, apolar.

O momento dipolar resultante é nulo.

A molécula possui 7 dupletos ligantes, formando 6 ligações covalentes simples C – H e também 1 ligação covalente simples C – C.

 

 

molécula de etileno (eteno), C2H4

6C: 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1

1H: 1s1

Molécula plana apolar.

O momento dipolar resultante é nulo.

A molécula possui 6 dupletos ligantes, formando 4 ligações covalentes simples C – H e 1 ligação covalente dupla C = C..

 

molécula de acetileno (etino), C2H2

6C: 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1

1H: 1s1

Molécula linear apolar.

O momento dipolar resultante é nulo.

A molécula possui 5 dupletos ligantes, formando 2 ligações covalentes simples e 1 ligação covalente tripla.

 

molécula de hidreto de berílio, BeH2

4Be: 1s2 2s1 2px1

1H: 1s1

Molécula linear apolar.*

O momento dipolar resultante é nulo.

A molécula possui 2 dupletos ligantes, formando 2 ligações covalentes simples.

*A molécula BeH2, à semelhança da molécula de hidreto de lítio, LiH, não é muito estável, pelo que estas substâncias não abundam na natureza. Estas moléculas não respeitam a regra do octeto.

 

molécula de hidreto de boro, BH3

5B: 1s2 2s1 2px1 2py1

1H: 1s1

Molécula triangular planar apolar.**

O momento dipolar resultante é nulo.

A molécula possui 3 dupletos ligantes, formando 3 ligações covalentes simples.

**É mais um exemplo de uma molécula que não respeita a regra do octeto, tal como são também os casos das moléculas de tricloreto de boro, BCl3 e trifluoreto de boro, BF3, por exemplo.

topo

Bibliografia:

Pinto, Rafaela Prata; Amado, Mª Manuela; Appelt, Fernanda; Físico-Químicas, Edições Asa, 2001, 1ª edição

Silva, Mª Helena Dias da; Santos, Mª da Piedade Martins dos; Silva, José Dias da; Velhos Rumos, Caminhos Outros, Química A 10º ano, Plátano Editora, 1ª edição

voltar