Colagem Química
Por que as ligações químicas se formam? Em grande parte, é para baixar a energia potencial (PE) do sistema. A energia potencial surge da interação de cargas positivas e negativas. A nível atômico, as cargas positivas são transportadas por prótons e as negativas por elétrons. O PE pode ser calculado usando a Lei de Coulomb, que é o produto de duas cargas, Q1 e Q2 divididas pela distância entre as cargas, d. Se as duas cargas tiverem o mesmo sinal (+ classe=GramE>,+ou -,-) o PE será um número positivo. Assim como as cargas se repelem, o PE positivo é um fator desestabilizador. Se as duas cargas tiverem sinais diferentes, o PE será negativo. Isto indica uma força atrativa entre as cargas e é um fator estabilizador. A ligação química leva a uma menor quantidade de PE e à formação de espécies químicas mais estáveis.
Aglutinação iónica
Aglutinação iónica forma-se entre metais e não-metálicos. Os metais são os elementos à esquerda da Tabela Periódica. Os elementos mais metálicos são o Césio e o Cálcio. Os metais tendem a perder elétrons para atingir a configuração de elétrons de Gás Nobre. Os grupos 1 e 2 (os ativemetálicos) perdem 1 e 2 elétrons de valência, respectivamente, por causa de suas baixas energias de ionização. Os não metálicos estão limitados aos elementos do canto superior direito da Tabela Periódica. O elemento não-metálico mais importante é o flúor. Os não-metálicos tendem a ganhar elétrons para as configurações de Gás Nobre. Têm afinidades elétricas relativamente altas e altas energias de ionização. Os metais tendem a perder elétrons e os não-metálicos tendem a gaineletrons, portanto, nas reações envolvendo esses dois grupos, há transferência de elétrons do metal para o não-metálico. O metal é oxidado e o não-metálico é reduzido. Um exemplo disso é a reação entre o metal, o sódio, e o não-metal, o cloro. O átomo de sódio desiste de um elétron para formar o íon Na+ e a molécula corina ganha elétrons para formar 2 íons Cl-. As cargas sobre esses ânions e cátions são estabilizadas pela formação de uma malha de cristal, na qual cada um dos íons é cercado por íons contrários.
Ligação Covalente
Ligação Covalente ocorre entre não-metálicos. Não há transferência de elétrons, mas um sharingof elétrons de valência. Os não metálicos têm todas energias de ionização relativamente altas, o que significa que é relativamente difícil remover seus elétrons de valência. Os não-metálicos também têm afinidades elétricas relativamente altas, portanto tendem a atrair elétrons para si mesmos. Assim, eles compartilham elétrons de valência com outros não-metálicos. Os elétrons compartilhados são mantidos entre os dois núcleos. A fórmula de covalentcompounds representa números reais de átomos que estão ligados para formar moléculas, como o C6H12O6 para a glicose. As espécies covalentes existem como moléculas individuais.
Aglutinação Metálica
Aglutinação Metálica existe entre átomos metálicos. Os metais têm energias de ionização relativamente baixas (elétrons facilmente removíveis), mas também baixas afinidades dos elétrons (tendência verylittle para ganhar elétrons). Portanto, os metais irão compartilhar elétrons. No entanto, é um tipo diferente de ligação do que a ligação covalente. Os metais compartilham elétrons de valência, mas estes não estão localizados entre átomos individuais. Em vez disso, eles são distribuídos por todo o metal e são completamente deslocalizados. São frequentemente descritos como sendo um “mar” de elétrons que fluem livremente entre os átomos. O gráfico, abaixo, tenta mostrar isto. As esferas cinzentas mais escuras são os núcleos dos metais e os elétrons centrais. As áreas cinzentas mais claras são os elétrons de valência soltos, que são compartilhados de forma eficaz por todos os átomos metálicos.
Aglutinação iónica – Energia da malha
Os metais e os não metais interagem para formar compostos iónicos. Um exemplo disso é a reação entre Naand Cl2.
O link, abaixo (que às vezes funciona e às vezes não) mostra esta reação ocorrendo.
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl (s)
É uma reacção extremamente exotérmica. Uma grande quantidade de calor é libertada, indicando uma grande diminuição do PE do sistema.
O produto, NaCl, é muito mais estável do que os reagentes, Na e Cl2.
Esta reacção pode ser decomposta em alguns passos, para determinar a fonte desta energia. Esperamos um grande número negativo como resposta final.
Primeiro, o sódio é ionizado:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Energia precisa ser adicionada para remover o elétron.
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Afinidade do elétron = -349 kJ/mol
Energia é liberada quando o cloro ganha um elétron.
A soma destes dois é positiva. Deve haver outro passo envolvido. Essa etapa envolve a montagem dos íons em uma malha de cristal, por isso é chamada de Energia da Malha.
Para NaCl, isto é igual a classe=GramE>-787 kJ/mol.
Representa a forte atração entre os ânions (Cl-)e os ânions (Na+) mantidos em estreita proximidade. A interação é coulombic, proporcional ao tamanho e ao sinal das cargas, e inversamente proporcional à distância entre elas.
Lewis electron-dot symbols
The chemist, G.N. Lewis, concebeu uma forma simples de contabilizar os electrões de valência quando os átomos formam ligações. Os símbolos de Lewis electron-dot representam os elétrons de valência em cada átomo. O próprio símbolo do elemento, representa o núcleo e os elétrons do núcleo e cada “ponto” representa um elétron de valência.
Estes são mostrados abaixo:
Com os metais, (à esquerda da linha vermelha) o número total de pontos representa elétrons que o elemento pode perder em ordem de formar um cátion. Nos não metálicos (à altura da linha vermelha) o número de pontos não pareados representa o número de elétrons que podem ser emparelhados, através do ganho ou compartilhamento de ofeletrons. Assim, o número de pontos não pareados é igual ou à carga negativa sobre o ânion que se forma, a partir da transferência dos elétrons com um metal, ou ao número de ligações covalentes que o elemento pode formar ao compartilhar elétrons com outros não metálicos. O Mg, com dois pontos, tende a formar o Mg2+ion. O carbono, com 4 pontos não pareados, pode formar o íon carboneto, C4-, quando reage com metais, ou pode formar quatro ligações quando reage com não metais.
A reacção entre Na e Cl2 pode ser escrita entre as suas estruturas de pontos electrónicos Lewis.
Raios iónicos
Quando os átomos perdem electrões para formar cátions, o raio iónico é sempre menor do que o raio atómico. Há menos elétrons, com uma carga nuclear inalterada, Z. Isto significa que os elétrons que se mantêm mais fortes e mais próximos do entãoucleus. Quando os átomos ganham electrões para formar ânions, o raio iónico é sempre maior do que o raio teatómico. Com mais elétrons, o termo repulsão elétron/elétron é maior, desestabilizando o átomo e deixando os elétrons mais distantes do núcleo. Abaixo está uma tabela de raios ofiónicos.
Sódio elementar é maior que o cloro elementar. No entanto, quando são ionizados, os tamanhos dos mesmos invertem-se. É muito difícil prever os tamanhos absolutos.
Tamanhos relativos podem ser previstos para isoeletrônicos, espécies que têm o mesmo número de elétrons. Por exemplo, O2- e F-b ambos têm 10 elétrons. A nuclearcarga no oxigênio é +8 e a carga nuclear no flúor é +9. As cargas positivas aumentam, mas as cargas negativas permanecem as mesmas (-10). Portanto, F- será menor devido ao aumento da atração (+9/-10 versus +8/-10). As séries de In3+, Sn4+ e Sb5+ mostram a mesma tendência. Todos eles têm 46e-, mas têm cargas nucleares de +49, +50 e +51, respectivamente. O Sb5+ é o mais importante dos três.