NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)

      É a carga que está associada a cada átomo numa ligação química seja ela iônica ou covalente. No caso de ligações iônicas a o número de oxidação corresponde a carga dos íons da ligação. Por exemplo NaCl:

Na⁺  Cl^-  o nox do Na é +1 e o nox do Cl é -1. No caso de compostos formados por ligações covalentes, supõe-se que cada elemento esteja separado com seu nox específico. O conceito de nox está relacionado com a valência dos elementos assim, se um elemento em determinado composto é mais eletronegativo do que o outro seu nox será negativo e o nox do outro elemento será positivo. Exemplo: NaCl e CO₂.

NaCl

H valência = 1. como é menos eletronegativo que o cloro, seu nox será +1.

Cl valência = 1. como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, seu nox será -1.

CO₂

C valência = 4. como o carbono é menos eletronegativo que o oxigênio, seu nox será +4.

O valência = 2. Como o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono seu nox será -2.

Regras práticas

1. H tem nox +1 em seus compostos: HCl, H₂O, HNO₃, etc.

Exceção: hidretos metálicos:  NaH nox do H = -1.

2. o O tem nox = -2 : H₂O, HNO₃, etc.

Exceção nos peróxidos: H₂O₂. Onde o O tem nox +2.

3. Nox fixos: os metais têm nox fixos em seus respectivos compostos.

3.1. Metais alcalinos têm nox = +1

3.2. Metais alcalinos-terrosos têm nox = +2

3.3. Alumínio nox = +3

4. Numa molécula estável, ou seja, eletricamente neutra, o somatório das cargas tem que ser igual a zero: ∑ = 0.

4.1 Num íon o somatório das cargas é igual a carga deste íon: ∑ = carga do íon.

5. o nox das substancias na sua forma simples é sempre igual a zero. Exemplos:

Carbono no diamante ou grafite tem nox igual à zero.

Oxigênio no O₂ tem nox igual à zero.

Exemplos:

a) determine o nox do Cr no composto H₂Cr₂O₄.

Nox do H = +1

Nox do Cr = ? é o que queremos saber.

Nox do O = -2.

Lembrando que, o somatório do nox individual de cada elemento na molécula é igual à zero é só fazer a operação:

H₂Cr₂O₄

2(+1) + 2x ( pois temos 2 Cr que é o que queremos descobrir) + 4(-2) = 0

2x = - 2 + 8 à x = + 3. Depois de encontrar o valor é só substituir no somatório do nox de cada elemento do composto e verificar se a igualdade é verdadeira, ou seja, se é igual à zero.

b) SO₄^2-

Nox do O = -2

Nox do S = ?

Como se trata de um íon o somatório do nox é igual a carga do íon em questão assim, temos que:

x + 4(-2) = - 2 => carga do íon

x = 8 -2 = + 6. Depois de encontrar o valor é só substituir no somatório do nox de cada elemento do composto e verificar se a igualdade é verdadeira, ou seja, se é igual à carga do íon.

Escala de Pauling (eletronegatividade)

      A escala de Pauling é uma escala com valores de eletronegatividade dos elementos químicos criada em 1932 por Linus Pauling.

(clique na tabela para ampliar a imagem)

       
      Com base nos valores fornecidos pela escala de eletronegatividade podemos classificar o caráter de uma ligação como sendo de caráter covalente ou iônico. Assim, calcula-se a diferença de eletronegatividade entre os elementos participantes das ligações.

Exemplo: NaF

Na = 0,9
F = 4,0

4,0 - 0,9 = 3,1

> quando a diferença entre os valores de eletronegatividade for igual ou menor que 1,7, há a predominância do carater covalente.

> quando a diferença entre os valores de letronegatividade ficar entre 1,8 e 3,3, a ligação terá predominância do caráter iônico.

FORÇAS INTERMOLECULARES

      Assim como os átomos as moléculas podem se “ligar” e formar compostos grandes, ou seja, macromoléculas e os tipos de forças que mantêm essas moléculas unidas serão descritas a seguir.

Forças dipolo-dipolo

      Esse tipo de interação ocorre entre moléculas polares, se dá pela atração do polo positivo de uma molécula pelo polo negativo de outra molécula vizinha. O dipolo é permanente devido à diferença de eletronegatividade.

Ligações (pontes) de hidrogênio

 

      Ocorre entre moléculas polares. Essa força intermolecular é do tipo dipolo-dipolo a qual é muito forte, pois para que ela ocorra o hidrogênio deve está ligado a um dos seguintes elementos: (F, O, N).

                       

Forças de London

      Surge devido à formação de dipolos em moléculas apolares, já que a mesmas não possuem um dipolo elétrico permanente, sendo assim forças intermoleculares mais fracas que a ligação de hidrogênio por exemplo.

Ponto de fusão e ebulição

      Os pontos de fusão e ebulição das substancias são afetado pelos tipos de forças intermoleculares existentes. Sendo assim, uma substância formada por moléculas com ligações de hidrogênio terá um ponto de ebulição mais elevado do que uma substância formada por moléculas onde a força intermolecular entre elas seja do tipo de London por exemplo. Se a ligação de hidrogênio é mais forte, logo se gastará mais energia para “quebrar” essa ligação para a passagem de estado físico de liquido para gasoso.

POLARIDADE

      Polaridade vem da ideia de polos, ou seja, das extremidades ( polo norte e polo sul). Como já discutimos anteriormente, a matéria é de natureza elétrica ( prótons e elétrons) sendo assim, há uma polarização devido a distribuição de cargas num molécula ou átomo específico.

Polaridade das ligações

    Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, mais polarizada será a ligação, as ligações covalentes podem ser classificadas em:

Apolar: ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade. Sendo assim, não há polarização da ligação. Exemplo: H₂, Cl₂. Como ambos possuem a mesma eletronegatividade, os elétrons da ligação estão igualmente distribuídos entre os núcleos dos dois átomos.

Polar: ocorre entre átomos de diferentes eletronegatividades, ocorrendo a formação de polos elétricos ( polo positivo e polo negativo). Exemplo HCl.

 

                                                          

      O cloro atrai mais fortemente os elétrons para perto de si devido a sua alta eletronegatividade em relação ao hidrogênio, fazendo com que o par de elétrons da ligação permaneça a maior parte do tempo próximo ao cloro. Formam-se então cargas parciais positiva e negativa.

Portanto há a formação de um polo positivo no hidrogênio e um polo negativo no cloro.

Polaridade das moléculas

      Moléculas diatômicas como H₂ e O₂ são moléculas apolares já que são constituídas dos mesmos átomos logo, com a mesma eletronegatividade e não há a formação de polos elétricos.

      Para moléculas poliatômicas pode ocorrer moléculas contendo ligações polares mas serem no conjunto apolar, isso vai depender da simetria molecular.

Exemplos:

As ligações são polares, mas a molécula num todo é apolar, pois a molécula é simétrica e a distribuição entre o carbono e os dois oxigênios se “equilibra”. Veja o esquema das setas.

      Já para a molécula de H-O-H que é uma molécula angular que é composta de ligações polares também é uma molécula polar.

      Um fato interessante decorrente da polaridade é o seguinte: Substância polar tende a se dissolver em outra substância polar e substância apolar tende a se dissolver em outra substância apolar. “semelhante dissolve semelhante”.