segunda-feira, 13 de dezembro de 2010
ligaçoes quimicas
Essa força está presente entre moleculas polares (μ ≠ 0), contêm dipolo permanente, a força varia de acordo com o seu tamanho e quanto maior ele for, maior a força será.
Por exemplo: acetonitrilo (etanonitrilo), neste caso a extremidade positiva de uma molécula atrai a negativa de uma outra molécula.
Forças entre dipolos induzidos ‘(Força de London)
Essa força está relacionada a força de atração existente entre as extremidades positivas e negativas dos dipolos.
Essa força pode acontecer, por exemplo, no hélio liquido, no CO2 e no metano.
Os átomos de hélio estão simétricos, em um espaço de tempo mais longo, portanto podemos concluir que os elétrons estão localizados simetricamente em torno do núcleo. Observe a figura.
Subitamente, ocorre uma colisão que resulta em um distanciamento entre os elétrons e o núcleo, desfazendo a simetria, o que resulta em uma pequena atração do átomo.
É possível que a força de London também surja por indução. Caso se uma molécula de iodo polarizada ficar perto de uma que não possui dipolo, ocorrerá a indução resultando em um dipolo nesta molécula.
Ponto de hidrogênio
A ponte de hidrogênio é uma força intermolecular extremamente alta, que ocorre pela interação dipolo-dipolo, essa ponte serve como um tipo de “elo” entre os átomos que se interaram.
Para a formação da ponte de hidrogênio é preciso que ocorra com elementos muito eletronegativos (F,O,N), e além disso esses elementos devem possuir pares eletrônicos não- compartilhados e também um átomo de hidrogênio que esteja ligado ao átomo.
Desta forma, essa ponte aparece em alguns compostos, observe abaixo:
A ponte é constituida por um átomo de hidrogênio de uma molécula que interage com um par de elétrons de outra molécula.
É possível visualizar as pontes de hidrogênio, mesmo no estado de vapor do fluoreto de hidrogênio, pelo fato de serem bem fortes.
Por exemplo: acetonitrilo (etanonitrilo), neste caso a extremidade positiva de uma molécula atrai a negativa de uma outra molécula.
Forças entre dipolos induzidos ‘(Força de London)
Essa força está relacionada a força de atração existente entre as extremidades positivas e negativas dos dipolos.
Essa força pode acontecer, por exemplo, no hélio liquido, no CO2 e no metano.
Os átomos de hélio estão simétricos, em um espaço de tempo mais longo, portanto podemos concluir que os elétrons estão localizados simetricamente em torno do núcleo. Observe a figura.
Subitamente, ocorre uma colisão que resulta em um distanciamento entre os elétrons e o núcleo, desfazendo a simetria, o que resulta em uma pequena atração do átomo.
É possível que a força de London também surja por indução. Caso se uma molécula de iodo polarizada ficar perto de uma que não possui dipolo, ocorrerá a indução resultando em um dipolo nesta molécula.
Ponto de hidrogênio
A ponte de hidrogênio é uma força intermolecular extremamente alta, que ocorre pela interação dipolo-dipolo, essa ponte serve como um tipo de “elo” entre os átomos que se interaram.
Para a formação da ponte de hidrogênio é preciso que ocorra com elementos muito eletronegativos (F,O,N), e além disso esses elementos devem possuir pares eletrônicos não- compartilhados e também um átomo de hidrogênio que esteja ligado ao átomo.
Desta forma, essa ponte aparece em alguns compostos, observe abaixo:
É possível visualizar as pontes de hidrogênio, mesmo no estado de vapor do fluoreto de hidrogênio, pelo fato de serem bem fortes.
ligaçoes quimicas
Tipos de ligações químicas
Por Líria Alves
Ligação iônica: é a ligação que ocorre entre íons com a transferência de elétrons. É formada em razão da existência de forças de atração eletrostática entre íons: íons negativos (ânions) e positivos (cátions). Na+ + Cl- → NaCl
Ligação metálica: a estrutura atômica dos metais é a Cristalina, que se constitui por cátions do metal envolvidos por elétrons. Os retículos cristalinos presentes nos metais podem ser representados pela figura:
Os retículos cristalinos dos metais são formados por um grupamento de cátions fixos envoltos por elétrons, esses, por sua vez, se encontram deslocalizados, ou seja, não se sentem atraídos por nenhum núcleo.
Ligação covalente: nessa ligação, os átomos são unidos devido ao compartilhar de seus elétrons, surgem então os pares eletrônicos indicados pelo círculo:
Ligação covalente molecular de dois átomos de Cloro (Cl).
Cada par eletrônico formado pertence simultaneamente aos dois átomos. As moléculas são estruturas eletricamente neutras porque não ocorre nem ganho nem perda de elétrons, apenas o compartilhamento.
ligaçoes quimicas
O que são Ligações Químicas
Somente no início do séc. XX, surgiram os primeiros modelos consistentes de ligações químicas, quando o químico norte-americano Lewis e o químico alemão Kossel propuseram, respectivamente, as teorias da ligação covalente e da ligação iônica. Alguns pontos comuns podem ser destacados entre essas teorias:
a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência.
b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto.
Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural.
Conhecendo esse fato, podemos classificar os elementos assim:
1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons.
Exemplos:
a) 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19K1+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons.
Exemplos:
a) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16S 2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 9F: 1s2 2s2 2p5
9F-: 1s2 2s2 2p6
Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H+ não é estável no estado isolado.
a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência.
b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto.
Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural.
Conhecendo esse fato, podemos classificar os elementos assim:
1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons.
Exemplos:
a) 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19K1+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons.
Exemplos:
a) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16S 2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 9F: 1s2 2s2 2p5
9F-: 1s2 2s2 2p6
Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H+ não é estável no estado isolado.
ligaçoes quimicas
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Os átomos dificilmente ficam sozinhos na natureza. Eles tendem a se unir uns aos outros, formando assim tudo o que existe hoje.
Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar isolados. Precisam se ligar a outros elementos. As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são chamadas de Ligações Químicas.
Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas mais externas dos átomos, mas nunca atinge o núcleo.
ESTABILIDADE DOS GASES NOBRES
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas combinações.
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo, 2 elétrons.
Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres.
Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir:
NOME | SÍMBOLO | Z | K | L | M | N | O | P | Q |
HÉLIO | He | 2 | 2 | - | - | - | - | - | - |
NEÔNIO | Ne | 10 | 2 | 8 | - | - | - | - | - |
ARGÔNIO | Ar | 18 | 2 | 8 | 8 | - | - | - | - |
CRIPTÔNIO | Kr | 36 | 2 | 8 | 18 | 8 | - | - | - |
XENÔNIO | Xe | 54 | 2 | 8 | 18 | 18 | 8 | - | - |
RADÔNIO | Rn | 86 | 2 | 8 | 18 | 32 | 18 | 8 | - |
A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres.
Há três tipos de ligações químicas:- Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons.
- Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons.
- Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa "nuvem" de elétrons
Ligaçoes químicas
Ligação química é qualquer interação que leve à associação de átomos em moléculas, íons, cristais e outras espécies estáveis que compõem as substâncias comuns do dia-a-dia. Quando os átomos aproximam-se uns dos outros, seus núcleos e elétrons interagem e tendem a se distribuir no espaço de tal modo que a energia total do sistema seja menor que qualquer outro arranjo possível. Se a energia total de um agrupamento for menor que a somatória das energias dos átomos isolados, eles então ligam-se e a diminuição de energia é chamada de energia de ligação.
As idéias que ajudaram a estabelecer a natureza da ligação química floresceram durante os primórdios do século XX, após a descoberta do elétron, e da mecânica quântica prover uma linguagem para descrever seu comportamento nos átomos. Entretanto, apesar dos químicos necessitarem da mecânica quântica para obter um entendimento quantitativo detalhado da formação das ligações, muito de seu entendimento pragmático é expresso por modelos simples e intuitivos. Estes modelos tratam as ligações como sendo de dois tipos - iônica ou covalente. O tipo de ligação que ocorre preferencialmente entre dois átomos pode ser previsto tomando-se como base a localização dos elementos na tabela periódica, e de algum modo também as propriedades das substâncias a serem formadas podem ser relacionadas ao tipo de ligação.
Um conceito-chave na discussão da ligação química é o de molécula. Moléculas são as menores unidades dos compostos que podem existir. Uma propriedade das moléculas que pode ser prevista com um grau razoável de sucesso é sua geometria. Geometrias moleculares são de considerável importância para o entendimento das reações que os compostos podem realizar e, assim, há um elo entre ligação e reatividade química.
A despeito dos modelos simples de ligação serem úteis como regras de racionalização da existência de compostos e de suas propriedades físicas e químicas, bem como das estruturas das moléculas, eles necessitam ser justificados apelando-se a descrições mais sofisticadas. Além disso, existem alguns aspectos sobre as estruturas moleculares que estão acima do escopo destas simples teorias. Para entender esta colocação, é necessário que se recorra a uma descrição plena da mecânica quântica. Tais aproximações numéricas fornecem informações importantes sobre as ligações químicas.
As idéias que ajudaram a estabelecer a natureza da ligação química floresceram durante os primórdios do século XX, após a descoberta do elétron, e da mecânica quântica prover uma linguagem para descrever seu comportamento nos átomos. Entretanto, apesar dos químicos necessitarem da mecânica quântica para obter um entendimento quantitativo detalhado da formação das ligações, muito de seu entendimento pragmático é expresso por modelos simples e intuitivos. Estes modelos tratam as ligações como sendo de dois tipos - iônica ou covalente. O tipo de ligação que ocorre preferencialmente entre dois átomos pode ser previsto tomando-se como base a localização dos elementos na tabela periódica, e de algum modo também as propriedades das substâncias a serem formadas podem ser relacionadas ao tipo de ligação.
Um conceito-chave na discussão da ligação química é o de molécula. Moléculas são as menores unidades dos compostos que podem existir. Uma propriedade das moléculas que pode ser prevista com um grau razoável de sucesso é sua geometria. Geometrias moleculares são de considerável importância para o entendimento das reações que os compostos podem realizar e, assim, há um elo entre ligação e reatividade química.
A despeito dos modelos simples de ligação serem úteis como regras de racionalização da existência de compostos e de suas propriedades físicas e químicas, bem como das estruturas das moléculas, eles necessitam ser justificados apelando-se a descrições mais sofisticadas. Além disso, existem alguns aspectos sobre as estruturas moleculares que estão acima do escopo destas simples teorias. Para entender esta colocação, é necessário que se recorra a uma descrição plena da mecânica quântica. Tais aproximações numéricas fornecem informações importantes sobre as ligações químicas.
Ligaçoes químicas
Ligaçoes químicas é uma ligação química é aquela que ocorre pela atração elétrica de íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions).Demodo geral, esses íons são formados quando se encontram juntos átomos de metais e ametais. Metais:elementos muito eletropositivos. Normalmente possuem de 1 a 3 elétrons nacamada de valência. Tendência a perder elétrons e a formar cátions. Ametais:elementos muitos eletronegativos. Normalmente possuem de 5 a 7 elétrons nacamada de valência. Tendência a ganhar elétrons e a formar ânions.Oarranjo cristalino e o íon-fórmula num composto iônico temos um número muito grande e indeterminado de cátions e ânions agrupados alternadamente, segundo uma forma geométrica defina que chamamos de arranjo cristalino. Por exemplo: num arranjo cristalino formado por Na+ e Cl- , é observadoque cada íon de Na+ é cercado por 6 íons de Cl-. HidrogênioO hidrogênio (z=1) também faz ligações químicas com metais. Para completar sua camada de valência, que é a primeira, o hidrogênio precisa ganhar 1 elétron, formando o ânion H- .Como os metais perdem elétrons para adquirir estabilidade, formarão compostos iônicos com o hidrogênio. Exemplo: Composto iônico de magnésio e hidrogênio. Mg=perde 2 elétronsH =perde 1 elétron Portanto o Mg faz ligações com dois íons hidrogênio formando MgH2. Ligações Covalentes:É ocompartilhamento de pares de elétrons desemparelhados.Quando dois átomos precisam ganhar elétrons para adquirir à configuração eletrônica de um gás nobre (adquirir estabilidade), eles compartilham seus elétrons mais externos, de modo que um átomo possa utilizar os elétrons do outro. A ligação covalente comum baseia-se num compartilhamento de 1 ou mais pares de elétrons, feito entre dois átomos, para que ambos adquiram estabilidade, sendo que o par de elétrons compartilhado é formado por 1 elétron desemparelhado de cada átomo envolvido.
ligacoes quimica
São as ligações entre átomos.
Os átomos ligam-se uns aos outros e formam as moléculas
Essas diferentes composições formam os compostos químicos
Relembrando :
ÁTOMO
é composto por:
A) Um núcleo — que é toda a massa do átomo (A) e é constituído de:
A) Um núcleo — que é toda a massa do átomo (A) e é constituído de:
i. Prótons (constituídos de partículas carregadas positivamente)ii. Neutrons (constituídos de partículas eletricamente neutras)
B) Elétrons — que giram em torno do núcleo (eletrosfera) em órbitas específicas e são constituídos de partículas carregadas negativamente.
Observação
Observação
Na maioria dos casos, o número de elétrons e prótons em um átomo é o mesmo, tornando o átomo de carga neutra. Os nêutrons são neutros. Seu propósito no núcleo é manter os prótons unidos. Em função de todos os prótons terem a mesma carga e naturalmente repelirem um ao outro, os nêutrons servem de "cola" para manter os prótons firmemente ligados ao núcleo.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligações químicas
Metais, não-metais, ligações iônicas e ligações covalentes
Como sabemos, os átomos se ligam a outros para completarem suas camadas de valência. Se você não está lembrando, camada de valência é a última camada da eletrosfera do átomo e ela é considerada completa se possuir oito elétrons (para átomos com mais de uma camada) ou dois elétrons (para átomos com uma única camada). Assim, desde que sua camada não esteja completa, ele irá se ligar a outros átomos para tentar completá-la.
Vamos fazer uma suposição: as pessoas só são felizes se possuirem uma bicicleta. Você não possui a bicicleta e ela custa R$ 100,00, mas você só tem R$ 50,00. Você tem um irmão pequeno, de mais ou menos dois anos, que possui R$ 50,00 e também não tem bicicleta. Para poder adquirir uma bicicleta e ficar feliz, você propõe a ele uma sociedade em que cada um entra com R$ 50,00 e poderão usar a bicicleta.
Proposta aceita, a bicicleta é comprada mas, deixando a hipocrisia de lado, você vai andar na bicicleta e seu irmão não, já que você é muito mais forte do que ele. Ele não conseguirá tomá-la à força, mas certamente passará o resto de sua vida atrás de você pedindo insistentemente: "Posso andar? Posso andar?"
Outra suposição: seu irmão tem a mesma idade e estatura que você. Vocês poderão fazer uma sociedade para comprar a bicicleta, mas você terá que deixá-lo andar de vez em quando - e ele a você - senão vira e mexe alguém levará um soco.
Com os átomos a coisa é mais ou menos parecida. Um átomo com camada de valência incompleta chega perto de outro átomo também incompleto e propõe uma "sociedade eletrônica". Se um deles for muito mais forte que o outro, ele roubará o elétron necessário e não deixará que seu "sócio" o compartilhe. Se essa diferença de força não for tão grande, embora um tente roubar o outro, não conseguirão e serão obrigados a compartilhar o elétron em uma sociedade mais justa.
Aproximando um átomo altamente eletronegativo de um de baixa eletronegatividade, ele captura elétrons tornando-se um íon negativo e tornando o outro um íon positivo. Como cargas elétricas opostas se atraem, eles ficarão ligados por atração eletromagnética e o tipo de ligação será chamada de ligação iônica.
<>
Se aproximarmos dois átomos de forte eletronegatividade, um não terá força para capturar o elétron do outro permanentemente. Ele catura o elétron mas o outro consegue capturá-lo de volta e, além de retomá-lo, captura um elétron do outro. Esse jogo fica se repetindo fazendo com que o par de elétrons (um de cada átomo) fique orbitando pelos dois átomos. É importante perceber que nesse caso não há formação de íons. Esse tipo de ligação, onde não há transferência definitiva de elétrons, e sim compartilhamento do par, é designada ligação covalente.
<>
Quem é forte e quem é fraco?
Consideraremos fortes os não-metais e fracos os metais. Localizando na tabela periódica:
<>
Exemplificando
O2 (oxigênio molecular) - não-metal com não metal = Ligação Covalente
CO2 (dióxido de carbono) - não-metal com não-metal = Ligação Covalente
H2O (água) - não-metal com não-metal = Ligação Covalente
CH4 (metano) - não-metal com não-metal = Ligação Covalente
Al2O3 (óxido de alumínio) - metal com não-metal = Ligação Iônica
NaCl (cloreto de sódio) - metal com não-metal = Ligação Iônica
PbI (iodeto de chumbo) - metal com não-metal = Ligação Iônica
FeS (sulfeto de ferro) - metal com não-metal = Ligação Iônica
Sim. Existem também ligações metálicas e ainda um tipo especial de ligação covalente, chamada ligação covalente coordenada, mas trataremos de cada uma delas em separado, em outros textos.
Resumindo...
Metais com Não-Metais = Ligação Iônica.
Não-Metais com Não-Metais = Ligação Covalente.
Ligação Iônica = Transferência definitiva de elétrons, formação de íons.
Ligação Covalente = Compartilhamento do par de elétrons em órbita comum
Vamos fazer uma suposição: as pessoas só são felizes se possuirem uma bicicleta. Você não possui a bicicleta e ela custa R$ 100,00, mas você só tem R$ 50,00. Você tem um irmão pequeno, de mais ou menos dois anos, que possui R$ 50,00 e também não tem bicicleta. Para poder adquirir uma bicicleta e ficar feliz, você propõe a ele uma sociedade em que cada um entra com R$ 50,00 e poderão usar a bicicleta.
Proposta aceita, a bicicleta é comprada mas, deixando a hipocrisia de lado, você vai andar na bicicleta e seu irmão não, já que você é muito mais forte do que ele. Ele não conseguirá tomá-la à força, mas certamente passará o resto de sua vida atrás de você pedindo insistentemente: "Posso andar? Posso andar?"
Outra suposição: seu irmão tem a mesma idade e estatura que você. Vocês poderão fazer uma sociedade para comprar a bicicleta, mas você terá que deixá-lo andar de vez em quando - e ele a você - senão vira e mexe alguém levará um soco.
Com os átomos a coisa é mais ou menos parecida. Um átomo com camada de valência incompleta chega perto de outro átomo também incompleto e propõe uma "sociedade eletrônica". Se um deles for muito mais forte que o outro, ele roubará o elétron necessário e não deixará que seu "sócio" o compartilhe. Se essa diferença de força não for tão grande, embora um tente roubar o outro, não conseguirão e serão obrigados a compartilhar o elétron em uma sociedade mais justa.
A força do átomo
A tendência ou força que um átomo tem para capturar elétrons é chamada de eletronegatividade. Assim, entenderemos como forte (neste texto) um átomo que possui grande eletronegatividade e como fraco os de baixa eletronegatividade. O flúor é o mais forte e o frâncio o mais fraco.Tipos de ligações
Quando um átomo forte (com grande eletronegatividade) se liga a um átomo fraco (com baixa eletronegatividade), há transferência definitiva de elétron do mais fraco para o mais forte. Se tirarmos um elétron de um átomo, ele deixa de ser neutro, pelo desequilíbrio entre seu número de prótons e de elétrons. Quando um átomo perde elétron, ele fica com mais prótons do que elétrons, e sua carga passa a ser positiva. Se o átomo ganhar elétrons, também haverá um desequilíbrio de cargas e, como ele terá mais elétrons do que prótons, ele será eletricamente negativo. Um átomo que deixa de ser eletricamente neutro, se tornando positivo ou negativo, passa a ser chamado de íon.Aproximando um átomo altamente eletronegativo de um de baixa eletronegatividade, ele captura elétrons tornando-se um íon negativo e tornando o outro um íon positivo. Como cargas elétricas opostas se atraem, eles ficarão ligados por atração eletromagnética e o tipo de ligação será chamada de ligação iônica.
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Se aproximarmos dois átomos de forte eletronegatividade, um não terá força para capturar o elétron do outro permanentemente. Ele catura o elétron mas o outro consegue capturá-lo de volta e, além de retomá-lo, captura um elétron do outro. Esse jogo fica se repetindo fazendo com que o par de elétrons (um de cada átomo) fique orbitando pelos dois átomos. É importante perceber que nesse caso não há formação de íons. Esse tipo de ligação, onde não há transferência definitiva de elétrons, e sim compartilhamento do par, é designada ligação covalente.
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Quem é forte e quem é fraco?
Consideraremos fortes os não-metais e fracos os metais. Localizando na tabela periódica:
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Exemplificando
O2 (oxigênio molecular) - não-metal com não metal = Ligação Covalente
CO2 (dióxido de carbono) - não-metal com não-metal = Ligação Covalente
H2O (água) - não-metal com não-metal = Ligação Covalente
CH4 (metano) - não-metal com não-metal = Ligação Covalente
Al2O3 (óxido de alumínio) - metal com não-metal = Ligação Iônica
NaCl (cloreto de sódio) - metal com não-metal = Ligação Iônica
PbI (iodeto de chumbo) - metal com não-metal = Ligação Iônica
FeS (sulfeto de ferro) - metal com não-metal = Ligação Iônica
Existem outros tipo de ligação?
Sim. Existem também ligações metálicas e ainda um tipo especial de ligação covalente, chamada ligação covalente coordenada, mas trataremos de cada uma delas em separado, em outros textos.
Resumindo...
Metais com Não-Metais = Ligação Iônica.
Não-Metais com Não-Metais = Ligação Covalente.
Ligação Iônica = Transferência definitiva de elétrons, formação de íons.
Ligação Covalente = Compartilhamento do par de elétrons em órbita comum
quimica
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.
Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita, a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc. As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição. Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H2O (água).
Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.
Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita, a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc. As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição. Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H2O (água).
Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.
Ligações químicas
É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. Afinal, como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos deparamos no mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram em contato, o fazem a través das fronteiras das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas.
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a utilização do termo valência para explicar o poder de combinação de um átomo com outros. A valência de um dado elemento é que determina as fórmulas possíveis ou não de compostos formados por ele.
A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma substância simples ou composta. Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons.
Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa idéia, a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.
As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias:
- Iônica
- Covalente normal e dativa
- Metálica
Ligação Iônica
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.
átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal
átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal
A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:
Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis.
O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm
De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al). O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última camada, precisa de apenas mais um elétron. São necessários três átomos de flúor para acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio.
De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. A fórmula do composto será AlF3.
Ligação covalente simples
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio.
O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.
Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.
7N 2 - 5
Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.
h
Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO2. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).
Ligação metálica
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica.
A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes.
6C 2 - 4 8O 2 - 6
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.
Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartila.Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H - H, O = C = O.
Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação.
Ligação covalente dativa ou coordenada
A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada. Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação. Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor.
Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O.
S 2 - 8 - 6 O 2 - 6
Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.
No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio.
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