Ligações Covalentes (continuação)

Ligações covalentes múltiplas em moléculas diatómicas

Por vezes os núcleos dos átomos que intervêm na ligação química compartilham mais do que um par eletrónico, Assim sendo, estabelecem-se ligações covalentes múltiplas, que podem ser duplas ou triplas.


Ligação covalente dupla - A molécula de oxigénio (O2)

A molécula de oxigénio é constituída por dois átomos de oxigénio.

8O - 8 eletrões: 2 - 6 -> 6 eletrões de valência

Ligações Químicas - Ligação Covalente

Ligação covalente simples em moléculas diatómicas                                                                             

A matéria é constituída por átomos de diferentes elementos químicos que se combinam entre si das mais variadas formas.
Quando os átomos se combinam, ocorrem interações entre eles, formando-se "elos", ou seja, ligações químicas. São estas ligações que explicam a imensa variedade de substâncias que existem no Universo.

Molécula de hidrogénio (H2)

Quando dois átomos de hidrogénio se aproximam, surgem novas interações elétricas entre eles:

• forças repulsivas entre os eletrões de cada um dos átomos e entre os núcleos dos dois átomos;
• forças atrativas entre o eletrão de cada um dos átomos e o núcleo do outro.

interações que ocorrem quando dois átomos de hidrogénio se aproximam

As interações resultantes dependem da distânciaa a que os átomos se encontram. Ao diminuir a distância entre os dois átomos, há um aumento das forças atrativas. Contudo, existe uma distância a partir da qual as forças repulsivas se sobrepõem às forças atrativas.

energia das interações entre dois átomos de hidrogénio em função da distância

A ligação química ocorre quando, a uma determinada distância entre os núcleos de dois átomos, as forças atrativas são mais intensas do que as forças repulsivas e a energia potencial é mínima.

A nuvem eletrónica da molécula de hidrogénio é mais densa nas zonas próximas dos núcleos dos átomos e na região internuclear (entre os núcleos), onde é mais provável encontrar os eletrões, sendo menos densa nas zonas mais afastadas dos núcleos, onde é menos provável encontrar os eletrões. As moléculas são constituídas por dois ou mais núcleos (dependendo do número de átomos que formam a molécula) e uma única nuvem eletrónica.

Quando os dois átomos estabelecem uma ligação, cada eletrão, que inicialmente pertencia ao seu átomo de hidrogénio passa a pertencer aos dois átomos, pois passa a movimentar-se mais tempo na região internuclear.

Os eletrões ao passarem a pertencer aos dois átomos são os responsáveis pela ligação química designada por ligação covalente.

Deste modo, os dois átomos ligados ficam com o número máximo de eletrões de valência permitindo no nível n = 1 (dois eletrões), a que corresponde maior estabilidade. Como tal, uma molécula de hidrogénio é mais estável do queo conjunto constituído por dois átomos de hidrogénio separados.

No caso da molécula de hidrogénio, como a ligação consiste na compartilha de um único par eletrónico, ou seja, na partilha de dois eletrões por dois núcleos de dois átomos, a ligação designa-se por ligação covalente simples.

A notação de Lewis é um modo de representar esquematicamente os eletrões de valência e as ligações químicas covalentes. Consiste na representação de cada átomo pelo seu símbolo químico rodeado de pontos ou cruzes, que simbolizam os eletrões de valência (os pontos e as cruzes são utilizados para distinguir os eletrões que originalmente pertenciam a átomos diferentes).

No caso das moléculas, os eletrões partilhados são colocados entre os dois símbolos químicos.

representação de Lewis da molécula de hidrogénio

fórmula de estrutura da molécula

A fórmula de estrutura permite a representação das moléculas, evidenciando as ligações químicas covalentes por meio de traços simples entre os símbolos químicos.

molécula de hidrogénio 

Na figura acima, a nuvem eletrónica encontra-se igualemente distribuída entre os dois átomos, pois os átomos são iguais.

Assim, não existe uma região mais eletronegativa do que outra, logo a ligação covalente é apolar (não tem pólos elétricos) e a molécula também é apolar.

A distância média entre os núcleos dos dois átomos ligados designa-se comprimento da ligação, que no caso da molécula de hidrogénio é de 74 pm.

Elemento Químico - Oxigénio

Oxigénio

Símbolo: O
Número atómico: 8 ( 8 protões e 8 eletrões )
Massa atómica: 16
Período ( linhas ): 2
Grupo ( colunas ): 16

Na sua forma molecular, O2, é um gás a temperatura ambiente, incolor (azul em estado líquido e sólido), insípido, inodoro, comburente, não combustível e pouco solúvel em água.
Representa aproximadamente 20% da composição da atmosfera terrestre. É um dos elementos mais importantes da química orgânica, sendo, esta molécula, formada durante a fotossíntese das plantas e, posteriormente, utilizada pelos seres vivos no processo de respiração.                                                        
Uma outra molécula também formada por átomos de oxigénio é o ozônio (O3), cuja presença na atmosfera protege a Terra da incidência de radiação ultravioleta do Sol.                                                                

aparência do oxigénio

                                                                                                                                                               

Variação do tamanho dos átomos ao longo da Tabela Periódica

O tamanho de um átomo é difícil de medir, uma vez que os eletrões não estão localizados a uma distância definida em volta do núcleo, pois encontram-se em constante movimento.
O método de determinação do raio atómico consiste em considerar os átomos como se eles possuíssem forma esférica e estivessem em contacto uns com os outros (como se as suas nuvens eletrónicas se tocassem). Assim, o raio atómico (r) será igual a metade da distância entre os núcleos (d) de dois átomos "vizinhos" do mesmo elemento (raio covalente).
Ao longo do grupo, o raio atómico aumenta de cima para baixo, pois aumenta o número de níveis de energia ou camadas eletrónicas.
Ao longo do período, raio atómico diminui, pois, apesar de o número atómico (Z) aumentar, o número de camadas permanece constante, aumentando a atração núcleo-nuvem eletrónica ocorrendo, assim, uma contração da nuvem eletrónica.

Tabela Periódica (continuação)

Grupo 17 - Halogéneos

Os halogéneos encontram-se no lado direito da Tabela Periódica, pelo que não apresentam propriedades metálicas.
Todos os elementos deste grupo têm sete eletrões de valência, dando origem a iões mononegativos, por captação de um eletrão, adquirindo assim a estrutura do gás nobre mais próximo.

Propriedades físicas dos halogéneos:

• o flúor e o cloro são gasosos, o bromo é líquido e o iodo e o astato são sólidos;
• ó flúor é amarelo-esverdeado, o cloro é verde, o bromo é vermelho e o iodo é cinzento;
• são pouco solúveis em água e solúveis em solventes orgânicos;
• apresentam pontos de fusão e de ebulição baixos, quando comparados com os metais.

Propriedades químicas dos halogéneos

Os halogéneos são muito reativos e apresentam semelhanças no comportamento químico.

Como são muito reativos, não existem livres na Natureza.

Formam compostos com os metais alcalinos e metais alcalino-terrosos originando os sais respetivos, que são compostos iónicos. Estes sais designam-se por halogenetos.

Os halogéneos reagem igualmente com o hidrogénio.

H2 (g) + F2 (g) --> 2 HF (g)                            H2 (g) + Cl2 (g) --> 2 HCl (g)

H2 (g) + Br2 (g) --> 2 HBr (g)                         H2 (g) + l2 (g) --> 2 Hl (g)

Estes compostos são particularmente importantes, pois as suas soluções apresentam características ácidas.

Os halogéneos são utilizados para diferentes fins. 

Exemplos: o cloro é utilizado para a desinfetação das águas das piscinas;

                o flúor em doses moderadas contribui para a redução das cáries dentárias e solidez dos ossos.

Grupo 18 - Gases Nobres

Os elementos deste grupo apresentam oito eletrões de valência, à exceção do hélio que possui dois eletrões de valência. Por este motivo, apresentam uma configuração eletrónica muito estável, existindo, portanto, como espécies monoatómicas.

O grupo dos gases nobres já foi também designado por grupo dos "gasos raros" ou "inertes". A designação de "gases raros" devia-se ao facto de se pensar existirem em pequena quantidade à superfície da Terra. A designação de "gases inertes" teve como fundamento o facto de até à década de sessenta não ser possível provocar qualquer reação com estes elementos. No entanto, hoje são já conhecidas algumas reações químicas, nomeadamente com o flúor.

Os gases nobres apresentam forças de atração entre os seus átomos muito fracas e por isso têm pontos de fusão e de ebulição baixos.

Exemplos: o hélio tem uma densidade inferior ao ar, pelo que é muito utilizado para encher balões;

                o néon e o xénon são utilizados nos faróis dos automóveis.

Tabela Periódica

Tabela Periódica

A Tabela Periódica está dividida em duas grandes categorias: os metais e os não-metais. Os metais encontram-se do lado esquerdo da Tabela Periódica e os não-metais do lado direito. Os metais dos grupos 3 a 11 são metais ou elementos de transição. Os elementos dos grupos 1, 2 e 13 a 18 continuem os elementos representativos.

Grupo 1 - Metais Alcalinos

Designam-se metais alcalinos por reagirem violentamente com a água, dando origem a soluções básicas ou alcalinas.

Os elementos deste grupo possuem um eletrão de valência, eletrão esse que tem tendência a sair, transformando-se num ião monopositivo, de modo a adquirir a estrutura eletrónica do gás nobre mais próximo.

O hidrogénio ( H ), embora apareça no grupo 1, não é um metal alcalino.

Propriedades físicas dos metais alcalinos:

• serem dúcteis e maleáveis;
• apresentam brilho metálico nas superfícies de corte recente;
• terem pontos de fusão e de ebulição relativamente elevados;
• serem bons condutores do calor e da eletricidade.

Propriedades químicas dos metais alcalinos

Reagem com o oxigénio atmosférico, originando óxidos metálicos, isto é oxidam-se. Por este motivo têm que ser guardados em petróleo ou parafina líquida.

Exemplo:   4 Li (s) + O2 (g) --> 2 Li2O (s)       (óxido de lítio)

Os óxidos, peróxidos e superóxidos metálicos obtidos, quando dissolvidos em água, originam hidróxidos. Estas soluções apresentam carácter básico ou alcalino, o que pode ser verificado experimentalmente 

utilizando solução alcoólica de fenolftaleína, que apresentará cor rosa carmim.

Exemplo:   Li2O (s) + H2O (l) --> 2 LiHO (aq)       (hidróxido de lítio) 

Os metais alcalinos reagem com a água, originando os hidróxidos do respetivo metal e libertando hidrogénio, no estado gasoso.

Exemplo:   2 Li (s) + 2 H2O (l) --> 2 LiHO (aq) + H2 (g)

Ao observarmos as reações dos metais alcalinos com a água, podemos verificar que a reatividade aumenta do lítio para o potássio. À medida que descemos no grupo, o eletrão de valência encontra-se mais afastado do núcleo sendo, por isso, menos atraído por este. Deste modo é necessário menor energia para retirar o eletrão de valência, à medida que descemos no grupo e, como tal, a reatividade é maior.

Grupo 2 - Metais alcalino-terrosos

Designam-se por metais alcalino-terrosos pelo facto de se chamarem "terras" aos óxidos destes metais.

Os elementos deste grupo possuem dois eletrões de valência, que têm tendência a ceder, transformando-se em iões dipositivos, adquirindo a estrutura eletrónica do gás nobre mais próximo.

Propriedades físicas dos metais alcalino-terrosos:

• serem dúcteis e maleáveis;
• apresentam brilho metálico;
• terem pontos de fusão e de ebulição relativamente elevados;
• serem bons condutores de calor e de eletricidade.

Propriedades químicas dos metais alcalino-terrosos

Os metais alcalino-terrosos sofrem com facilidade reações de oxidação.

As reações de oxidação do magnésio e do cálcio são representadas pelas seguintes equações químicas:

2 Mg (s) + O2 (g) --> 2 MgO (s)

2 Ca (s) + O2 (g) --> 2 CaO (s)

Os óxidos metálicos obtidos, quando dissolvidos em água, originam hidróxidos. Estas soluções apresentam carácter básico ou alcalino, o que pode ser verificado experimentalmente utilizando uma solução alcoólica de fenolftaleína, que apresentará cor rosa carmim.

Os metais alcalino-terrosos reagem com a água libertando hidrogénio gasoso, embora a reação seja muito mais lenta do que a dos metais alcalinos.

Estas reações são traduzidas pelas seguintes equações químicas:

Mg (s) + 2 H2O (l) --> Mg(HO)2 (aq) + H2 (g)

Ca (s) + 2 H2O (l) --> Ca(HO)2 (aq) + H2 (g)

Ao realizar experimentalmente estas reações, podemos observar que o cálcio reage com maior intensidade do que o magnésio, porque os eletrões de valência são menos atraídos pelo núcleo, sendo mais fácil retirá-los.

Períodos e Grupos da Tabela Periódica

A Tabela Periódica encontra-se organizada em grupos e períodos. É constituída por sete períodos, linhas, e dezoito grupos, colunas. Atualmente é composta por 111 elementos químicos diferentes, dos quais cerca de noventa ocorrem naturalmente, sendo os restantes sintetizados pelo Homem.


Períodos

A Tabela Periódica é, como foi referido anteriormente, constituída por sete períodos, que correspondem às suas sete linhas.

O período em que se encontra o elemento corresponde ao número de níveis de energia ou camadas eletrónicas preenchidas.

Assim, os elementos do primeiro período têm um nível energético preenchido ( camada K ), os elementos do segundo período possuem dois níveis de energia preenchidos ( camadas K e L ), e assim sucessivamente.


Grupos

A Tabela Periódica é constituída por dezoito grupos, que correspondem às suas dezoito colunas.

O sistema de numeração dos grupos da Tabela Periódica atualmente utilizado, é recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada ( IUPAC ). A numeração é feita em algarismos árabes de um a dezoito, da esquerda para a direita.

Os grupos são constituídos por conjuntos de elementos químicos, com comportamento químico semelhante, apresentando o mesmo número de eletrões de valência.

Tabela Periódica - História

1789
Antoine Lavoisier, um nobre francês, publicou um livro no qual os elementos químicos conhecidos eram classificados e agrupados de acordo com as suas propriedades.

1817
O químico alemão Johann Dobereiner observou que havia grupos de três elementos que apresentavam propriedades muito semelhenates - Lei das Triades.

1862
Alexandre de Chancourtois propôs um modelo em que os elementos se distribuíam ao longo de uma linha helicoidal ( caracol de Chancourtois ).

1863
John Newlands, químico britânico, organizou todos os elementos conhecidos por ordem crescente da massa dos seus átomos. Esta distribuição ficou conhecida por "Lei das Oitavas", fazendo uma analogia entre as notas musicais e os elementos da Tabela Periódica. Embora na altura a generalização de Newlands não fosse aceite, ela foi o começo da Tabela Periódica dos Elementos actual.

1869
Dimitri Mendeleev, químico russo, publicou outra Tabela Periódica onde organizou os elementos de acordo com a massa dos seus átomos e colocou os elementos com propriedades semelhantes uns debaixo de outros numa coluna vertical.
Quando um elemento não parecia ajustar-se, deixou um espaço em branco.
Afirmou que outro elemento seria descoberto, com propriedades que se ajustariam a esse espaço.
Mendeleev estava a usar a sua generalização para prever as propriedades de elementos desconhecidos.

1913
O cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de protões de um elemento era sempre o mesmo, chegando ao conceito de número atómico. Assim, os elementos passaram a estar colocados na Tabela Periódica por ordem crescente do seu número atómico, aproximando-se cada vez mais da Tabela Periódica atual.

1940
Foi descoberto o elemento químico plutónio. Seaborg descobriu todos os elementos de número atómico compreendido entre o 94 e o 102. Efectuou uma nova configuração da Tabela Periódica, tendo recebido o Prémio Nobel da Química, em 1951, pelo seu trabalho.