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LIGAÇÕES QUÍMICAS

A força eletromagnética torna possível a existência dos átomos e das ligações químicas, graças às quais existem moléculas como proteínas e cadeias de DNA, como a retratada acima

1. Introdução

Verifica-se, na natureza, que a grande maioria dos elementos químicos encontra-se ligados a outros, e que somente alguns (os gases nobres) estão no estado atômico isolado.

Isso levou os cientistas a concluírem que os átomos de gases nobres possuem uma configuração eletrônica que lhes assegura estabilidade.

Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última camada eletrônica, com exceção do hélio, que possui 2 elétrons, já que a camada K comporta no máximo 2 elétrons.

Essa análise levou os cientistas Lewis e Kossel a criarem a chamada Teoria ou Regra do Octeto.

Configuração eletrônica dos átomos de gases nobres:

2. Teoria do Octeto

Os átomos ligam-se a fim de adquirirem uma configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na última camada.

Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por meio dos elétrons da última camada, podendo perder, ganhar ou compartilhar os elétrons até atingirem a configuração estável.

Surgem, assim, as ligações químicas.

3. Ligação Iônica ou Eletrovalente

É a ligação que se estabelece entre íons, unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocorre com transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions (íons
positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente, ou do metal para o hidrogênio.

Exemplos

1^o) Ligação química entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, formando cloreto de sódio.

2^o) Ligação química entre um átomo de magnésio e átomos de cloro

Como cada átomo de magnésio perde 2 elétrons e cada átomo de cloro só pode ganhar 1 elétron, serão necessários 2 átomos de cloro para receber os 2 elétrons cedidos pelo átomo de magnésio.

3^o) Ligação química entre alumínio e oxigênio.

Cada átomo de alumínio perde 3 e^– , cada átomo de oxigênio ganha 2 e^– e, então, para que o total de e^– perdidos seja igual ao total de e^– ganhos, 2 alumínios (perda de 6 e^–) se ligam a 3 oxigênios (ganho de 6 e^–).

Os compostos iônicos (compostos que apresentam ligação iônica) são eletricamente neutros, ou seja, a soma total das cargas positivas é igual à soma total das cargas negativas.

As ligações iônicas ocorrem, como regra geral, entre os elementos que tendem a perder elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (metais) e os elementos que tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada (ametais).

3.1. Notação ou Fórmula de Lewis

Esta fórmula representa os elementos através dos elétrons do último nível (elétrons de valência), indicando-os por pontos ou cruzetas.

3.2. Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos

A fórmula NaCl é usada para representar o cloreto de sódio e indica a proporção com que os íons participam do retículo cristalino (1:1), pois não existe a partícula individualizada NaCl, já que íons positivos tendem a atrair para o seu redor íons negativos, e vice-versa.

No sólido NaCl, cada Na⁺ tem seis íons Cl^– ao seu redor, e vice-versa. Os íons, portanto, dispõem-se de forma ordenada, formando o chamado retículo cristalino.

3.3. Características dos Compostos Iônicos

a) Estado físico: em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição.

b) Condução de eletricidade: como sólidos, não conduzem eletricidade, pois os íons encontram-se presos ao retículo cristalino. Quando fundidos (estado líquido) tornam-se bons condutores, já que os íons ficam livres para se moverem.

Em solução aquosa, também são bons condutores, pois a água separa os íons do retículo cristalino.

4. Ligação Covalente

A ligação covalente ocorre quando os átomos ligados possuem tendência de ganhar elétrons. Não há transferência de elétrons de um átomo para outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.

A ligação covalente ocorre entre:

– hidrogênio – hidrogênio

– hidrogênio – não-metal

– não-metal – não-metal

Obs.: Os semimetais também podem ser incluídos.

4.1.Ligação Covalente Normal

Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de elétrons. Os átomos participantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação de cada par eletrônico.

Assim, na molécula de hidrogênio (H₂), cuja distribuição eletrônica é:

falta um elétron para cada átomo de hidrogênio para ficar com a camada K completa (dois elétrons).

Os dois átomos de hidrogênio se unem formando um par eletrônico comum a eles (compartilhamento). Desta forma, cada átomo de hidrogênio adquire a estrutura do gás nobre Hélio (He).

(fórmula eletrônica ou de Lewis)

Quando o par compartilhado é representado por um traço (—), temos a chamada fórmula estrutural.

H — H (fórmula estrutural)

H₂ (fórmula molecular)

2^o) Cl₂ (fórmula molecular do gás cloro)

ganhar 1e^–     

Resumindo temos:

3^o) HCl (fórmula molecular do cloreto de hidrogênio)

ganhar 1e^–

ganhar 1e^–  

Resumindo temos:

4^o) H₂O (fórmula molecular da água)

ganhar 1e^–

ganhar 2e^–

Resumindo temos:

Quando encontramos um único par de elétrons compartilhado entre dois elementos, a ligação é denominada de simples.

Para dois pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a ligação é denominada de dupla.

Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a ligação é denominada de tripla.

4.2. Ligação Covalente Dativa ou Coordenada

Na ligação covalente normal, o par de elétrons compartilhado é proveniente um de cada átomo.

Mas, para explicar certas estruturas das substâncias, foi necessário admitir a formação de pares de elétrons provenientes de um só átomo; assim, temos a chamada ligação covalente dativa ou ligação coordenada.

Exemplo

SO₂ (fórmula molecular do dióxido de enxofre)

Resumindo temos:

4.3. Anomalias do Octeto

a) BeF₂

b) BF₃

c) NO

d) Ocorrem casos em que se verificam camadas de valência expandidas, ou seja, apresentam mais de oito elétrons, por exemplo.

5. Ligação Metálica

É a força que mantém unidos os átomos e cátions dos metais.

Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica”

A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar elétrons), assim os elétrons da camada de valência saem facilmente do átomo e ficam “passeando” pelo metal, o átomo que perde elétrons se transforma num cátion, que, em seguida, pode recapturar esses elétrons, voltando a ser átomo neutro. O metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num “mar de elétrons livres” que estaria funcionando como ligação metálica, mantendo unidos os átomos e cátions de metais.

5.1. Propriedade dos Metais

1) Brilho metálico: o brilho será tanto mais intenso quanto mais polida for a superfície metálica, assim os metais refletem muito bem a luz.

2) Densidade elevada: os metais são geralmente muito densos, isto resulta das estruturas compactas devido à grande intensidade da força de união entre átomos e cátions (ligação metálica), o que faz com que, em igualdade de massa com qualquer outro material, os metais ocupem menor volume.

3) Pontos de fusão e ebulição elevados: os metais apresentam elevadas temperaturas de fusão e ebulição, isto acontece porque a ligação metálica é muito forte.

4) Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais são bons condutores de calor e eletricidade pelo fato de possuírem elétrons livres.

5) Resistência à tração: os metais resistem às forças de alongamentos de suas superfícies, o que ocorre também como conseqüência da “força” da ligação metálica.

6) Maleabilidade: a propriedade que permite a obtenção de lâminas de metais.

7) Ductibilidade: a propriedade que permite a obtenção de fios de metais.

5.2. Estrutura dos Metais

O agrupamento dos átomos dos metais dá origem ao reticulado cristalino.

Existem três tipos de reticulados cristalinos mais comuns dentre os metais. São eles:

6. Geometria Molecular

Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Sidgwick, Powell e Gillespie) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos. Nestas espécies, um átomo central está rodeado por dois, três, quatro ou mais pares de elétrons (no Ensino Médio somente estudaremos até 4 pares de e^–).

Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da molécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros átomos (representados por seus núcleos) em relação ao átomo central.

Assim:

– os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da molécula;

– quem “determina” a geometria da molécula é a posição dos núcleos dos átomos que constituem a molécula.

Seqüência para Determinação da Geometria Molecular

Montar a fórmula eletrônica da substância contando os pares de e^– ao redor do núcleo central.

Considere:

a) ligações –, =, e , como um único par de e^–;

b) o pares de e^– ao redor do átomo central que não participam das ligações.

Os pares eletrônicos se repelem ao máximo.

Exemplos

1^o) A molécula BeH₂

2^o) A molécula BF₃

3^o) A molécula CH₄

4^o) A molécula NH₃

5^o) A molécula H₂O

A dupla ou tripla ligação é considerada nesta teoria como ligação simples (1 par de e^–)

6^o ) A molécula CO₂

7^o) A molécula HCN

8^o ) A molécula SO₃

Resumindo: Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência

Aprofundando a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência

ou ainda....

Veja alguns exemplos práticos:

7. Polaridade de Ligação

A polaridade mostra como os elétrons que fazem a ligação covalente estão distribuídos entre os dois átomos que se ligam.

7.1. Ligação Covalente Apolar (Não-Polar)

É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão igualmente compartilhados pelos dois núcleos, ou seja, não há diferença de eletronegatividade entre os dois átomos que se ligam.

Portanto, ocorre sempre que dois átomos idênticos se ligam.

Exemplos

7.2. Ligação Covalente Polar

É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão deslocados mais para um dos átomos, ou seja, a densidade da nuvem eletrônica é maior em torno do átomo mais eletronegativo.

A eletronegatividade é a tendência do átomo atrair o par eletrônico na ligação covalente. A fila de eletronegatividade para os principais elementos pode ser representada:

Exemplo

Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai para mais perto de si o par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo.

O cloro, por ser mais eletronegativo, adquire uma carga parcial negativa ( –) e o hidrogênio uma carga parcial positiva (+).

A formação do dipolo é representada por um vetor mi (), chamado momento dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para o mais eletronegativo.

Outros exemplos

Resumindo temos:

8. A Polaridade de Moléculas

A polaridade de uma molécula depende do tipo de ligação (polar ou apolar) que ocorre entre os átomos e da geometria da molécula.

8.1. Molécula Apolar

Ocorrerá quando:

a) todas as ligações entre os átomos formadores da molécula forem apolares.

Exemplo

b) a soma total dos momentos dipolares for igual a zero ( _total = 0).

Exemplos

8.2. Molécula Polar

Ocorrerá quando tivermos ligações polares e a soma total dos momentos dipolares for diferente de zero ( _total 0)

Exemplos

Obs.: Todo hidrocarboneto é molécula apolar.

Resumindo temos:

9. Forças Intermoleculares

As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às forças intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que formam a substância. Essas forças atuam principalmente no estado sólido e líquido das substâncias e são denominadas de forças de Van der Waals, em homenagem ao físico holandês que, em 1873, fez a previsão da existência de tais forças.

São três os tipos de forças intermoleculares que ocorrem entre as moléculas:

9.1. Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de London

Esta força ocorre entre moléculas apolares e é basicamente de natureza elétrica. Numa molécula apolar como, por exemplo, H₂, os elétrons estão eqüidistantes dos núcleos, mas num determinado instante, a nuvem eletrônica pode se aproximar mais em relação a um dos núcleos, estabelecendo um dipolo instantâneo, o qual, por sua vez, induz as demais moléculas a formar dipolos, originando uma força de atração elétrica, de pequena intensidade, entre elas.

As moléculas, unidas por essas forças, formam, na fase sólida, os chamados cristais moleculares, como, por exemplo, cristais de gelo seco (CO₂), ou cristais de iodo (I₂), que por estarem unidos por estas forças de pequena intensidade passam facilmente da fase sólida para a fase gasosa, sofrendo o que chamamos de sublimação.

Resumindo temos:

9.2. Forças de Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo

São forças de atração de natureza elétrica que ocorrem entre as moléculas polares.

As moléculas, por apresentarem um dipolo permanente, ou seja, um pólo de carga positiva e outro de carga negativa, atraem-se mutuamente , de modo que o pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo de outra molécula e assim sucessivamente.

Exemplo:

As forças de dipolo permanente são bem mais intensas do que as forças de dipolo induzido.

Resumindo temos:

9.3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio

São forças de atração de natureza elétrica que também ocorrem entre as moléculas polares (tipo dipolo permanente), sendo, porém, de maior intensidade.

Ocorrem quando um átomo de H ligado a um átomo muito eletronegativo (F, O e N) de uma molécula é atraído por um par de elétrons não compartilhados no átomo de F, O ou N de outra molécula.

Exemplos

Resumindo temos:

10. Pontos de Fusão e Ebulição das Substâncias Moleculares

10.1. Estado Físico das Substâncias Moleculares

Quando uma substância molecular muda de estado físico, as moléculas tendem a se separar umas das outras, rompendo assim a força intermolecular. Quanto mais forte a força intermolecular, mais unidas estarão as moléculas, mais difícil será separá-las, mais calor será necessário e, portanto, maiores serão os pontos de fusão e ebulição da substância.

Basicamente dois fatores, massa molecular e forças intermoleculares, influenciam as propriedades físicas (PF e PE) das substâncias moleculares. Tanto o ponto de fusão como o ponto de ebulição tendem a crescer com o aumento da massa molecular e das forças intermoleculares.

a) Considerando-se moléculas de massa molecular aproximadamente iguais, teremos:

Exemplo

        F₂         <       HCl       <       H₂O
(PE – 188 °C) (PE – 83 °C) (PE = 100 °C)

b) Considerando-se moléculas com mesmo tipo de força intermolecular, teremos:

c) Considerando-se moléculas com mesmo tipo de força intermolecular e mesma massa molecular, teremos:

Este caso é observado em cadeias carbônicas (todas as famílias de compostos orgânicos) nas quais o aumento de ramificações faz com que a molécula apresente menor área superficial, enfraquecendo as forças intermoleculares.

Exemplo:

CH₃ – CH₂ – CH₂ – CH₂ – CH₃
Molécula apolar
MM = 72
PE = 36°C

CH₃ – CH – CH₂ – CH₃
         |            
         CH₃

Molécula apolar
MM = 72
PE = 28°C

        CH₃
         |
CH₃ – C – CH₃
         |
        CH₃
Molécula apolar
MM = 72
PE = 9,5°C

10.2. Solubilidade

Para que uma substância (soluto) se dissolva em outra substância (solvente) é necessário que ocorra interação entre as moléculas soluto-solvente. Por exemplo, soluto formado por moléculas apolares é facilmente dissolvido em solvente apolar, pois as forças de interação entre as moléculas do soluto e do solvente apresentam intensidades próximas, o que facilita a interação entre elas. Soluto apolar não é dissolvido em solvente formado por moléculas que apresentam ligações de hidrogênio, pois entre as moléculas soluto-solvente não existe interação, e a tendência é as moléculas do solvente ficarem agrupadas formando uma fase de mistura.

Portanto, podemos concluir que “semelhante dissolve semelhante”, ou seja, substâncias moleculares ou iônicas tendem a se dissolver em um solvente também polar, e substância molecular apolar tende a se dissolver em um solvente apolar.

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Este site foi atualizado em 04/03/19