Resumo: Propriedades e transformações da matéria

Este resumo segue a ordem das Aprendizagens Essenciais: a ligação química e a estrutura das moléculas, as ligações intermoleculares, os gases e as soluções, e a energia nas reações químicas. Os temas de ligação são sobretudo teóricos, e as contas estão nos gases, nas soluções e na entalpia.

1. Formação de ligações químicas

Uma ligação química forma-se quando o sistema de átomos ligados tem menor energia do que os átomos separados, ou seja, quando é mais estável. Resulta do equilíbrio entre as atrações (núcleo-eletrões) e as repulsões (núcleo-núcleo e eletrão-eletrão). Num gráfico da energia em função da distância internuclear:

Com os átomos muito afastados, não há interação, e a energia do sistema é cerca de zero.
À medida que se aproximam, as atrações são mais intensas do que as repulsões, e a energia diminui.
À distância em que a energia é mínima, forma-se a ligação. Essa distância é o comprimento de ligação, e o módulo da energia mínima é a energia de ligação: a energia que é preciso fornecer para quebrar a ligação.
Se os núcleos se aproximarem mais, as repulsões passam a dominar, a energia aumenta e o sistema fica instável.

Simulador: Energia potencial e formação da ligação

Distância internuclear: 150 pm

A ligação forma-se na distância em que a energia do sistema é mínima. A energia de ligação é a energia que é preciso fornecer para a quebrar, e é igual ao módulo dessa energia mínima.

2. Tipos de ligação química

Ligação	Entre que átomos	O que acontece
Covalente	não metais	partilha de eletrões, como na molécula de $\text{H}_2$
Iónica	metais e não metais	transferência de eletrões de valência: os metais formam catiões e os não metais formam aniões, que se organizam numa rede muito ordenada
Metálica	metais	os eletrões de valência ficam livres e movem-se ao longo da estrutura

3. O modelo de Lewis e a regra do octeto

No modelo de Lewis, a ligação covalente resulta da partilha de pares de eletrões. Pela regra do octeto, os átomos tendem a ficar com oito eletrões de valência (dois, no caso do hidrogénio).

Ligação simples: partilha de um par de eletrões (dois eletrões).
Ligação dupla: partilha de dois pares (quatro eletrões).
Ligação tripla: partilha de três pares (seis eletrões).

Os pares de eletrões da camada de valência que não participam em ligações chamam-se pares não ligantes.

Para ligações entre os mesmos elementos, quanto maior é a ordem da ligação, menor é o comprimento e maior é a energia de ligação:

Ligação	Comprimento de ligação	Energia de ligação
C–C (simples)	$154$ pm	$348$ kJ mol $^{-1}$
C=C (dupla)	$134$ pm	$614$ kJ mol $^{-1}$
C≡C (tripla)	$120$ pm	$839$ kJ mol $^{-1}$

4. Geometria molecular e polaridade

A geometria de uma molécula prevê-se pela repulsão entre os pares de eletrões da camada de valência: os pares (ligantes e não ligantes) afastam-se o mais possível uns dos outros. A fórmula geral usa A para o átomo central, X para os átomos ligados e E para os pares não ligantes.

Geometria	Fórmula geral	Pares ligantes	Pares não ligantes	Ângulo	Exemplo
Linear	$\text{AX}_2$	$2$	$0$	$180°$	$\text{CO}_2$
Angular	$\text{AX}_2\text{E}_2$	$2$	$2$	cerca de $104{,}5°$	$\text{H}_2\text{O}$
Piramidal trigonal	$\text{AX}_3\text{E}$	$3$	$1$	cerca de $107°$	$\text{NH}_3$
Tetraédrica	$\text{AX}_4$	$4$	$0$	$109{,}5°$	$\text{CH}_4$

Ligação covalente apolar: entre dois átomos iguais, em que os eletrões são igualmente partilhados.
Ligação covalente polar: entre dois átomos diferentes, em que um dos átomos atrai mais os eletrões (o mais eletronegativo).

Regra

Uma molécula é polar ou apolar consoante a distribuição global da carga elétrica: simétrica significa apolar, e assimétrica significa polar. Uma molécula com ligações polares pode ser apolar, se a geometria for simétrica (como o $\text{CO}_2$ e o $\text{CH}_4$ ).

Simulador: Geometria molecular e polaridade

Rodar a molécula

Cada seta curta é o dipolo de uma ligação e aponta para o átomo mais eletronegativo. Se a soma dos dipolos for nula, a molécula é apolar (distribuição simétrica da carga). Se não for, é polar.

5. Hidrocarbonetos e grupos funcionais

Os hidrocarbonetos são os compostos orgânicos mais simples, formados só por carbono e hidrogénio.

Saturados (alcanos): só têm ligações covalentes simples entre carbonos.
Insaturados (alcenos e alcinos): têm pelo menos uma ligação dupla (alcenos) ou tripla (alcinos) entre carbonos.

Átomos de carbono	Nome	Fórmula molecular
$1$	metano	$\text{CH}_4$
$2$	etano	$\text{C}_2\text{H}_6$
$3$	propano	$\text{C}_3\text{H}_8$
$4$	butano	$\text{C}_4\text{H}_{10}$
$5$	pentano	$\text{C}_5\text{H}_{12}$

Nos alcanos ramificados, os grupos que substituem átomos de hidrogénio são grupos alquilo, cujo nome se obtém trocando o sufixo -ano por -ilo: metilo ( $-\text{CH}_3$ ), etilo ( $-\text{C}_2\text{H}_5$ ) e propilo ( $-\text{C}_3\text{H}_7$ ).

Os grupos funcionais identificam a família de uma molécula orgânica:

Família	Grupo funcional	Exemplo
Álcool	$-\text{OH}$ (hidroxilo)	etanol, $\text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH}$
Aldeído	$-\text{CHO}$ (carbonilo no fim da cadeia)	etanal, $\text{CH}_3\text{CHO}$
Cetona	$\text{C=O}$ (carbonilo no meio da cadeia)	propanona, $\text{CH}_3\text{COCH}_3$
Ácido carboxílico	$-\text{COOH}$ (carboxilo)	ácido etanoico, $\text{CH}_3\text{COOH}$
Amina	$-\text{NH}_2$ (amino)	metilamina, $\text{CH}_3\text{NH}_2$

6. Ligações intermoleculares

As ligações intermoleculares são as forças que mantêm unidas as moléculas, e são mais fracas do que as ligações dentro das moléculas.

Ligação de hidrogénio: é a mais forte. Estabelece-se entre um átomo de hidrogénio, ligado a um átomo muito eletronegativo, e um átomo de oxigénio, de azoto ou de flúor de outra molécula. Exemplo: a água.
Forças de Van der Waals:
- dipolo permanente-dipolo permanente: entre moléculas polares;
- dipolo permanente-dipolo induzido: entre uma molécula polar e uma apolar;
- forças de London (dipolo instantâneo-dipolo induzido): existem entre todas as moléculas, e são as únicas que existem entre moléculas apolares.

Por ordem crescente de intensidade: dipolo instantâneo-dipolo induzido, dipolo permanente-dipolo induzido, dipolo permanente-dipolo permanente, ligação de hidrogénio.

Quanto mais fortes são as ligações intermoleculares, mais energia é preciso fornecer para separar as moléculas, e por isso maiores são, por exemplo, os pontos de ebulição. As ligações de hidrogénio explicam as propriedades da água e mantêm a estrutura de moléculas biológicas, como a dupla hélice do ADN.

7. Gases e soluções

Volume molar. A lei de Avogadro diz que volumes iguais de gases, à mesma pressão e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas. Por isso, o volume molar, $V_m$ , só depende da pressão e da temperatura, e não do gás.

Regra

Só nas condições PTN (pressão de $1$ atm e temperatura de $0$ °C) é que $V_m = 22{,}4$ dm $^3$ mol $^{-1}$ . Se o enunciado não disser explicitamente que são condições PTN, não podes usar este valor.

Quando usar

Tens o volume de um gás e o volume molar, e queres a quantidade de matéria (ou o contrário):

V_m = \frac{V}{n}

Tens a massa e o volume de um gás, e queres a massa volúmica (ou, com o volume molar, a partir da massa molar):

\rho = \frac{m}{V} = \frac{M}{V_m}

Tens as quantidades de matéria dos componentes de uma mistura, e queres a fração molar de um deles (é como uma percentagem, mas sem multiplicar por $100$ ):

x_A = \frac{n_A}{n_{\text{total}}} \qquad\text{com}\qquad \sum x_i = 1

Composição das soluções. Uma solução é uma mistura homogénea de um soluto num solvente.

Quando usar

Concentração, concentração mássica, percentagens e partes por milhão:

c = \frac{n}{V_{\text{solução}}} \qquad C_m = \frac{m_{\text{soluto}}}{V_{\text{solução}}}

\%\,(m/m) = \frac{m_{\text{substância}}}{m_{\text{amostra}}} \times 100 \qquad \%\,(V/V) = \frac{V_{\text{substância}}}{V_{\text{amostra}}} \times 100

\text{ppm}\,(\text{massa}) = \frac{m_{\text{substância}}}{m_{\text{amostra}}} \times 10^6 \qquad \text{ppm}\,(\text{volume}) = \frac{V_{\text{substância}}}{V_{\text{amostra}}} \times 10^6

Numa diluição, a quantidade de soluto conserva-se:

n_i = n_f \quad\Leftrightarrow\quad c_i\,V_i = c_f\,V_f

Numa diluição, o volume final não é o volume de água adicionada: é o volume total da solução, depois de completar até à marca do balão volumétrico.

A troposfera. A troposfera é a camada mais baixa da atmosfera, e é composta sobretudo por azoto (cerca de $78\%$ ), oxigénio (cerca de $21\%$ ), árgon e vestígios de outros gases, como o dióxido de carbono. Os gases poluentes (como os óxidos de azoto e de enxofre e o monóxido de carbono) e os gases com efeito de estufa (como o dióxido de carbono e o metano) vêm sobretudo da queima de combustíveis fósseis e de atividades agrícolas e industriais. Reduzir a queima de combustíveis fósseis e usar energias renováveis são formas de minimizar estas fontes.

8. Energia nas reações químicas

Numa reação química, quebram-se ligações nos reagentes e formam-se ligações nos produtos.

A quebra de ligações é um processo endoenergético: absorve energia.
A formação de ligações é um processo exoenergético: liberta energia.
Uma reação é exotérmica se liberta mais energia do que absorve, e endotérmica se absorve mais do que liberta.

A variação de entalpia, $\Delta H$ , é a variação de energia entre reagentes e produtos. A pressão constante, é igual ao calor trocado com o exterior. Nas reações exotérmicas, $\Delta H < 0$ , e nas endotérmicas, $\Delta H > 0$ .

Quando usar

Tens as energias de ligação de reagentes e de produtos (vêm sempre no enunciado, ou numa tabela), e queres a variação de entalpia:

\Delta H = \sum E_{\text{ligações quebradas (reagentes)}} - \sum E_{\text{ligações formadas (produtos)}}

Reações fotoquímicas. A luz pode ser a fonte de energia de uma reação. Na fotodissociação, a absorção de um fotão quebra uma ligação e formam-se partículas instáveis chamadas radicais. Na fotoionização, a absorção de um fotão remove um eletrão de um átomo ou de uma molécula, formando um catião. Os radicais livres são muito reativos porque têm eletrões desemparelhados.

O ozono. O ozono estratosférico forma-se e decompõe-se por reações fotoquímicas:

Formação: $\text{O}_2 \xrightarrow{\text{UV}} \text{O}^\bullet + \text{O}^\bullet$ e depois $\text{O}_2 + \text{O}^\bullet \rightarrow \text{O}_3$
Decomposição: $\text{O}_3 \xrightarrow{\text{UV}} \text{O}_2 + \text{O}^\bullet$

Na estratosfera, o ozono filtra a radiação ultravioleta do Sol e protege os seres vivos. Na troposfera, o ozono é um poluente que prejudica a saúde.

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Estruturas de Lewis: o método e os exemplos