Ligações

Ligação s : é a ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais (segundo um mesmo eixo). A ligação s é forte e difícil de ser rompida. Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico;

Ligação p : é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos paralelos). A ligação p é mais fraca e mais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "p";

Obs.: Quando dois átomos estabelecem uma dupla ou tripla ligação, a primeira é sempre do tipo s , a Segunda e a terceira ligação, se houver, serão obrigatoriamente do tipo p .

Obs.: Os orbitais atômicos se unem para formar orbitais moleculares;

V - Hibridação

Família	Hibridação	Geometria	Angulo(s)	Exemplo
2A	Sp	Linear	180°	BeH2 (C2H2*)
3A	Sp2	Trigonal plana	120°	BH3 (C2H4*)
4A	Sp3	Tetraédrica	109°28'	CH4*
5A	Sp3d	Bipirâmide trigonal	90° e 120°	PCl5
6A	Sp3d2	Octaédrica	90°	SF6

Obs.: Carbono: (CH4*) = 4 ligações simples: sp3; (C2H4*) = 01 dupla e 02 simples: sp2; (C2H2*) = 02 duplas ou 01 tripla e 01 simples: sp)

Obs.: Hibridação da amônia (NH3) e da água (H2O): sp3;

VI - Geometria Molecular

N.º de átomos	Existe(m) pare(s) de elétrons livres no átomo central	Geometria - ângulo	Exemplos	Polaridade
02	-------------	Linear - 180°	HCl; H2; CO	Polar ou Apolar
03	Não	Linear - 180°	CO2; HCN; N2O	Polar ou Apolar
03	Sim	Angular - variável	H2O; SO2; H2S	Polar
04	Não	Trigonal plana - 120°	BF3; SO3; CH2O*	Apolar (*polar)
04	Sim	Piramidal - variável	NH3; PH3; SOCl2	Polar
05	-------------	Tetraédrica - 109°28'	CH4;SiCl4; POCl3	Polar ou Apolar
06	-------------	Bipirâmide trigonal - 90° e 120°	PCl5	Apolar
07	-------------	Octaédrica - 90°	SF6	Apolar

I - PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS

1) Substância Iônica:

• Possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE);
• São solúveis em solventes polares;
• Conduzem a corrente elétrica quando fundidos (fase líquida) ou em solução aquosa, situações onde existem íons livres na solução;
• Sólidos em temperatura ambiente;
• Formam cristais quebradiços;

2) Substância Covalente:

• » Possuem pontos de fusão e ponto de ebulição variáveis;
• » Não conduzem corrente elétrica (exceção: grafita)
• » Podem ser sólidos (glicose), líquidos (água) ou gasosos (oxigênio) em temperatura ambiente;
• » Moléculas polares são solúveis em solventes polares, moléculas apolares são solúveis em solventes apolares;

2) Substância Metálica

• » Possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) (exceção: mercúrio, césio e frâncio);
• » Na forma metálica são insolúveis em solventes polares e apolares;
• » Ótimos condutores de corrente elétrica, mesmo na fase sólida devido a presença dos elétrons livre;
• » São dúcteis (fios) e maleáveis (lâminas);
• » Ótimos condutores de calor;

Afinidade Eletrônica

A afinidade eletrônica ou eletroafinidade é umapropriedade periódica (pois é correspondente ao número atômico dos elementos e apresenta uma ordem de crescimento nos períodos e grupos da tabela periódica) relacionada com a quantidade de energia liberada por umátomo ao receber um elétron ou a um ânion ao perdê-lo. Sendo assim definida:

Índice numérico (em energia/quantidade de matéria) que representa a energia mínima gasta por uma fonte externa para que um elétron seja retirado de um ânion no estado gasoso. Ou a energia liberada por um átomo, gasoso e não excitado, ao recebê-lo.

Dentre todos os elementos da tabela, os halogênios (elementos do grupo 7A) são os que possuem maiores valores absolutos de afinidade eletrônica, ao contrário dos metais do grupo 1A (alcalinos). Dois exemplos são o átomo de cloro(com afinidade eletrônica em módulo de 349 KJ/mol) e o de sódio (com afinidade eletrônica em módulo igual a 53 KJ/mol).

Praticamente, todos os elementos conhecidos liberam energia ao receber um elétron nas condições especificadas. Assim, o valor real da afinidade eletrônica é sempre um número negativo; onde quanto menor esse valor maior a energia liberada: assim, o átomo de cloro (-349 KJ/mol) libera mais energia que o de sódio (-53 KJ/mol).

Variação da Afinidade Eletrônica

De um modo geral, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima na tabela periódica. Entretanto, algumas poucas exceções podem ser observadas (como o átomo de cloro que, embora esteja numa posição inferior na tabela, possui maior afinidade que o átomo de flúor).

Ilustração: http://www.grandinetti.org/Teaching/Chem121/Lectures/ElectronAffinity/ (Adaptado)

As outras propriedades periódicas também podem ser correlacionadas com a afinidade eletrônica:

1)      Eletronegatividade: quanto mais eletronegativo o átomo, mais afinidade eletrônica possui. Uma vez que o núcleo atrai os elétrons mais fortemente e uma maior quantidade de energia é requerida para extraí-los;

2)      Raio atômico: como quanto menor o raio atômico maior a eletronegatividade, assim maior se torna a afinidade eletrônica. Portanto, átomos menores apresentam maiores afinidades que átomos de tamanho maior;

3)      Potencial de Ionização: como o potencial de ionização mede a resistência de um átomo em se tornar cátion monovalente (perder 1 elétron), quanto maior essa resistência, mais afinidade eletrônica o átomo possui. Assim, quanto maior o potencial de ionização, maior a afinidade eletrônica.

Energia de ionização

Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, seu elétron pode de deslocar de um nível energético quantizado para outro. Se a energia adicionada for suficiente, o elétron poderá então ser removido do átomo, dando origem a um íon positivo. “O elétron mais facilmente removível é aquele menos firmemente preso ao núcleo, e de mais alta energia”¹.

“O termo potencial de ionização é algumas vezes empregado para representar a energia do processo de ionização e é expresso em unidades de eV . átomo-1, sendo 1 eV.átomo–1 equivalente a 96,4869 KJ mol-1”².

A ionização é um processo de formação de um íon positivo pela remoção de um ou mais elétrons. Então, a energia de ionização pode ser definida como a energia mínima necessária para remover o primeiro elétron de um átomo, em estado fundamental. (O termo fundamental expressa neste caso o estado gasoso, uma vez que o átomo está livre de influências de átomos vizinhos; está isolado.) Então, a energia de ionização é a energia necessária para provocar o seguinte processo:

X(g)  →  X+(g) +  1 elétron

A maneira pela qual a energia de ionização varia com o número atômico é uma vez mais uma ilustração da lei de periodicidade química. A Figura 1  mostra essa variação para os primeiros seis períodos. De modo geral, como a carga nuclear aumenta através de um período e os elétrons periféricos são mais fortemente atraídos pelo núcleo e dessa forma presos ao átomo, mais energia é necessária para remoção de um elétron do átomo.

Primeiras energias de ionização (3)

A medida em que aumenta o tamanho relativo do átomo, aumenta também a facilidade para remoção de um elétron de valência (periférico). Portanto, quanto maior for o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização. E como o átomo aumenta em tamanho na tabela periódica de cima para baixo, a energia de ionização aumentará de baixo para cima.

Como mostrou-se, o tamanho de um átomo ao longo de um período aumenta da direita para a esquerda, portanto, a atração do núcleo sobre os elétrons de valência aumentará da esquerda para a direita. Esquematicamente, a Figura 2 mostra o comportamento desta propriedade na tabela periódica.

Variação da primeira energia de ionização nas famílias e períodos da tabela periódica.

A segunda, terceira, quarta, etc. energias de ionização são aquelas necessárias para remover o segundo, terceiro, quarto, etc. elétrons, respectivamente. “Ocorre então um aumento sucessivo e pronunciado das energias de ionização sequenciais, e isto resulta do fato de que cada elétron retirado deixa o íon mais positivamente carregado do que o íon deixado pelo elétron anterior. Portanto, a remoção sequencial de elétrons implica no aumento gradual das cargas positivas, e cada vez mais energia é necessária para remoção do “próximo elétron”. A sucessiva remoção de elétrons diminui o tamanho dos íons e consequentemente aumenta a energia de ionização”⁴.

Hibridização

A Teoria da Hibridização explica a presença de ligações covalentes em muitos elementos químicos.
A partir do número de nuvens eletrônicas ao redor de um átomo, torna-se possível definir sua hibridização.

Vamos a alguns exemplos:
 

2 nuvens ao redor do berílio
Hibridização sp

Neste caso, o átomo central na geometria linear é Be, contendo 2 nuvens eletrônicas representadas na cor cinza.

3 nuvens ao redor do boro
Hibridização sp2

O composto acima possui geometria trigonal.

 
4 nuvens ao redor do carbono
Hibridização sp3

O metano representa perfeitamente a geometria tetraédrica.

Por Líria Alves

Eletropositividade

A eletropositividade, também denominada de caráter metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a tendência de um átomo em perder elétrons. Opõe-se à eletronegatividade.¹

Os valores da eletropositivade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, para os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletropositividade.

A eletropositividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atómico. Assim:

Quanto menor o raio atómico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto menor a sua eletropositividade. Como consequência, esta propriedade tende a crescer na tabela periódica:

Nas famílias: a eletropositividade cresce da direita para a esquerda,

Nos períodos: a eletropositividade cresce de cima para baixo.

Concluindo-se que o elemento mais eletropositivo da tabela é o frâncio.

Eletronegatividade

Ao considerarem-se as ligações químicas entre dois ou mais elementos as ligações iônicas e covalentes figuram como dois casos limítrofes, das quais apenas a segunda pode ocorrer emsólidos compostos por átomos de um único elemento (a ligação metálica em sólidos elementares figura então como um caso especial de ligação covalente). Na maioria dos casos a ligação apresenta uma natureza intermediária representando uma mistura dos dois casos limítrofes.

Uma medida qualitativa da ionicidade de uma ligação química é fornecida por meio de uma escala de eletronegatividade, também denominada de caráter ametálico, é uma propriedade periódica que mede a tendência de um átomo, de uma ligação química, em ganhar elétrons. Esta escala foi inicialmente proposta por Linus Pauling como resultado de seus estudos sobreenergias de ligação. Posteriormente Mullikan definiu numericamente a eletronegatividade E em termos da energia de ionização I e da afinidade eletrônica A mediante a equação 1 :

Com as parcelas expressas em elétron-volts (eV) obtemos a tabela para as eletronegatividades dos elementos exibida ao fim deste artigo, com valores também expressas em elétron-volts.

Em uma ligação entre dois átomos, o átomo com maior eletronegatividade será o ânion. A diferença entre as eletronegatividades dos dois átomos é uma medida da ionicidade da ligação, e se este valor superar a 1,7eV a ligação será puramente iônica e não apresentará caráter covalente.

Escala de eletronegatividade de Pauling

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Período

1

H 2,2

He

2

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Ne

3

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

Ar

4

K 0,8

Ca 1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,9

Ni 1,8

Cu 1,9

Zn 1,6

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 3,0

Kr

5

Rb 0,8

Sr 1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

Cd 1,7

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,1

I 2,5

Xe

6

Cs 0,7

Ba 0,9

*

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Hg 1,9

Tl 1,8

Pb 1,9

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

Rn

7

Fr 0,7

Ra 0,9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Uub

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo