segunda-feira, 13 de dezembro de 2010
ligaçoes quimicas
Essa força está presente entre moleculas polares (μ ≠ 0), contêm dipolo permanente, a força varia de acordo com o seu tamanho e quanto maior ele for, maior a força será.
Por exemplo: acetonitrilo (etanonitrilo), neste caso a extremidade positiva de uma molécula atrai a negativa de uma outra molécula.
Forças entre dipolos induzidos ‘(Força de London)
Essa força está relacionada a força de atração existente entre as extremidades positivas e negativas dos dipolos.
Essa força pode acontecer, por exemplo, no hélio liquido, no CO2 e no metano.
Os átomos de hélio estão simétricos, em um espaço de tempo mais longo, portanto podemos concluir que os elétrons estão localizados simetricamente em torno do núcleo. Observe a figura.
Subitamente, ocorre uma colisão que resulta em um distanciamento entre os elétrons e o núcleo, desfazendo a simetria, o que resulta em uma pequena atração do átomo.
É possível que a força de London também surja por indução. Caso se uma molécula de iodo polarizada ficar perto de uma que não possui dipolo, ocorrerá a indução resultando em um dipolo nesta molécula.
Ponto de hidrogênio
A ponte de hidrogênio é uma força intermolecular extremamente alta, que ocorre pela interação dipolo-dipolo, essa ponte serve como um tipo de “elo” entre os átomos que se interaram.
Para a formação da ponte de hidrogênio é preciso que ocorra com elementos muito eletronegativos (F,O,N), e além disso esses elementos devem possuir pares eletrônicos não- compartilhados e também um átomo de hidrogênio que esteja ligado ao átomo.
Desta forma, essa ponte aparece em alguns compostos, observe abaixo:
A ponte é constituida por um átomo de hidrogênio de uma molécula que interage com um par de elétrons de outra molécula.
É possível visualizar as pontes de hidrogênio, mesmo no estado de vapor do fluoreto de hidrogênio, pelo fato de serem bem fortes.
Por exemplo: acetonitrilo (etanonitrilo), neste caso a extremidade positiva de uma molécula atrai a negativa de uma outra molécula.
Forças entre dipolos induzidos ‘(Força de London)
Essa força está relacionada a força de atração existente entre as extremidades positivas e negativas dos dipolos.
Essa força pode acontecer, por exemplo, no hélio liquido, no CO2 e no metano.
Os átomos de hélio estão simétricos, em um espaço de tempo mais longo, portanto podemos concluir que os elétrons estão localizados simetricamente em torno do núcleo. Observe a figura.
Subitamente, ocorre uma colisão que resulta em um distanciamento entre os elétrons e o núcleo, desfazendo a simetria, o que resulta em uma pequena atração do átomo.
É possível que a força de London também surja por indução. Caso se uma molécula de iodo polarizada ficar perto de uma que não possui dipolo, ocorrerá a indução resultando em um dipolo nesta molécula.
Ponto de hidrogênio
A ponte de hidrogênio é uma força intermolecular extremamente alta, que ocorre pela interação dipolo-dipolo, essa ponte serve como um tipo de “elo” entre os átomos que se interaram.
Para a formação da ponte de hidrogênio é preciso que ocorra com elementos muito eletronegativos (F,O,N), e além disso esses elementos devem possuir pares eletrônicos não- compartilhados e também um átomo de hidrogênio que esteja ligado ao átomo.
Desta forma, essa ponte aparece em alguns compostos, observe abaixo:
É possível visualizar as pontes de hidrogênio, mesmo no estado de vapor do fluoreto de hidrogênio, pelo fato de serem bem fortes.
ligaçoes quimicas
Tipos de ligações químicas
Por Líria Alves
Ligação iônica: é a ligação que ocorre entre íons com a transferência de elétrons. É formada em razão da existência de forças de atração eletrostática entre íons: íons negativos (ânions) e positivos (cátions). Na+ + Cl- → NaCl
Ligação metálica: a estrutura atômica dos metais é a Cristalina, que se constitui por cátions do metal envolvidos por elétrons. Os retículos cristalinos presentes nos metais podem ser representados pela figura:
Os retículos cristalinos dos metais são formados por um grupamento de cátions fixos envoltos por elétrons, esses, por sua vez, se encontram deslocalizados, ou seja, não se sentem atraídos por nenhum núcleo.
Ligação covalente: nessa ligação, os átomos são unidos devido ao compartilhar de seus elétrons, surgem então os pares eletrônicos indicados pelo círculo:
Ligação covalente molecular de dois átomos de Cloro (Cl).
Cada par eletrônico formado pertence simultaneamente aos dois átomos. As moléculas são estruturas eletricamente neutras porque não ocorre nem ganho nem perda de elétrons, apenas o compartilhamento.
ligaçoes quimicas
O que são Ligações Químicas
Somente no início do séc. XX, surgiram os primeiros modelos consistentes de ligações químicas, quando o químico norte-americano Lewis e o químico alemão Kossel propuseram, respectivamente, as teorias da ligação covalente e da ligação iônica. Alguns pontos comuns podem ser destacados entre essas teorias:
a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência.
b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto.
Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural.
Conhecendo esse fato, podemos classificar os elementos assim:
1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons.
Exemplos:
a) 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19K1+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons.
Exemplos:
a) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16S 2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 9F: 1s2 2s2 2p5
9F-: 1s2 2s2 2p6
Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H+ não é estável no estado isolado.
a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência.
b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto.
Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural.
Conhecendo esse fato, podemos classificar os elementos assim:
1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons.
Exemplos:
a) 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19K1+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons.
Exemplos:
a) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16S 2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 9F: 1s2 2s2 2p5
9F-: 1s2 2s2 2p6
Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H+ não é estável no estado isolado.
Assinar:
Postagens (Atom)