É muito raro encontrar na natureza substâncias compostas apenas de um único elemento, por exemplo raramente encontramos sódio livre na natureza, mas não é difícil achar sal comum, um composto de sódio e cloro (NaCl). As propriedades da substância existente está estritamente ligada a configuração eletrônica da estrutura molecular, dureza, fragilidade, estados físicos, estas e outros qualidades das substâncias são definidas pela junção de átomo de diferentes elementos. O que mantém os elementos interligados tem relação com os elétrons de cada átomos. Apenas os gases nobres são estáveis o suficiente para não necessitarem de ligações químicas, isto devido a sua configuração eletrônica com 8 elétrons na camada de valência. Por sinal esta é a regra do octeto, a regra diz que um átomo para se manter estável precisa de 8 elétrons na última camada de sua configuração.
Alguns livros nos dizem que o átomo tende a buscar a estabilidade, discordo disso, não é que ele tenda a buscá-la, o que ocorre é que quando o átomo se liga a outro e se torna estável, essa ligação não se desfaz com tanta facilidade, tornando assim a substância mais duradoura. Existem algumas exceções a regra, uma delas é o hélio que tem apenas uma camada para completar e como já tem dois elétrons em seus orbital já é estável.
É sobre estas ligações químicas que abordarei nesta postagem. A princípio podemos classificar as ligações químicas em três ou são iônicas ou covalentes ou metálicas.
1. LIGAÇÕES IÔNICAS
As ligações iônicas podem ser também chamadas de heteropolares ou eletrovalentes. Vamos tomar por exemplo a ligação do sódio Na com o Cloro Cl
Na+Cl- >>> NaCl
O sódio cede um elétron para o cloro, o sódio tem 1 elétron na última camada e o cloro 7 assim eles terminam com 8 elétrons na última camada, entretanto suas cargas deixam de ser neutras, como o elétron tem carga elétrica negativa quem recebe elétrons - no caso o Cloro - fica com carga elétrica negativa, quem cede elétrons - o sódio - fica com carga elétrica positiva, as cargas elétricas opostas os mantém atraídos e consequentemente unidos, esta é a chamada ligação iônica, quando cations e ânions se mantém conectados, atraídos eletricamente ela pode ser chamada de eletrovalente pelo mesmo motivo, uma camada de valência de um átomo cede elétrons para a camada de valência de outro átomo, em oposição as ligações covalentes que compartilham elétrons como veremos na sequência. A ligação iônica também é conhecida como ligação heteropolar, pois contém átomos ligados como polos elétricos opostos.
Mg2-Cl2+
AlF3
OBSERVAÇÕES:
* A ligação iônica é bem forte, em geral os átomos ligados iônicamente formam substâncias sólidas de alto ponto de fusão e ebulição.
* Os átomos que formam a ligação iônica são em geral entre metais e não metais, isto devido aos metais terem poucos elétrons na camada de valência e os não metais terem quase oito elétrons na camada de valência, assim um tem tendência a doar e outro a receber elétrons.
* Quando um átomo cede um elétron sua carga elétrica se torna positiva, o núcleo ( positivo) atrai com maior intensidade os elétrons restantes, isto diminui o tamanho do raio atômico e aumenta a densidade do átomo, o inverso ocorre com o átomo que recebe elétrons.
2. LIGAÇÕES COVALENTES
A ligação covalente se dá a partir do compartilhamento de elétrons, pode ser chamada também de ligação homopolar ou ligação molecular.
COMO SE DÁ O COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS?
Imaginemos o átomo do hidrogênio, ele possui apenas 1 elétron na última camada, se dois átomos de hidrogênio estiverem juntos a tendência é a ligação molecular, os átomos compartilharam seus elétron, cada um terá então dois elétrons a sua disposição completando assim a configuração do gás nobre hélio, é formado então uma molécula estável da substância hidrogênio H2. A ligação molecular entre átomos do mesmo elemento ocorrem em vários compostos. Outro exemplo é o cloro (Cl), cada átomo neutros de cloro contém 7 elétrons na última camada, para se estabilizar é necessário 8 elétrons, sendo assim cada átomo de Cl compartilha 1 elétron com o outro átomo, adquirindo a configuração do gás nobre Nêonio (Ne). O mesmo ocorre com o enxofre com 6 elétrons na última camada, o compartilhamento de 2 elétrons entre eles resulta no composto S2, um gás estável, o diferencial do S2 em relação ao Cl2 e o H2 é a dupla ligação, isto devido ao compartilhamento de dois elétrons. Pode ocorrer até o compartilhamento de 3 elétrons, um exemplo é o gás nitrogênio (N) em que o átomo tem 5 elétrons na última camada, uma ligação de nitrogênio ocorre uma tripla ligação formando a substância N2, três elétrons de cada átomo são compartilhados com o outro.
Nestes quatro exemplos acima, do S, Cl, N e H as substâncias formadas são simples - formadas de átomos do mesmo elemento químico - entretanto as ligações covalentes normalmente acontecem entre os átomos das colunas 3A até 7A da tabela periódica, como a última camada destes elementos é quase completa eles se tornam mais propensos a ligações covalentes.
ALGUMA EXCEÇÕES A REGRA DE COVALÊNCIA
Uma ligação covalente que o ocorre de maneira diferente da habitual é a ligação dativa, nesta ligação as moléculas não compartilham elétrons de maneira equitativa, apenas um átomo disponibiliza elétrons para o outro. Veja o exemplo:
1º SO2
A representação estrutural é:
O=S --> O.
OBS: É importente ter em mente como diferenciar uma ligação iônica de uma molecular. Se no composto houver um única ligação iônica o composto é iônico, para ser um composto molecular é necessário ter apenas ligações moleculares.
Exemplos:
Compostos moleculares
H-O-H Água
O=C=O Gás Carbônico
O=S --> O Gás Sulfuroso
Compostos Iônicos
Na+Cl- Cloreto de Sódio
Na2SO4 (Sulfato de Sódio)
NaNO3 (nitrato de Sódio)
OUTRAS EXCEÇÕES:
Alguns compostos não seguem a regra do octeto, não precisam ter necessariamente 8 elétrons na última camada. Alguns compostos tem menos, outros tem mais. Veja os exemplos:
BeH2 Apenas 4 elétrons em volta do Berílio
BF3 6 elétrons em volta do Boro .
*No caso de mais de oito elétrons é um fenômeno que só ocorre com átomos grandes do 3º período para baixo, o nome do fenômeno é camada de valência expandida.
5º Resistência a tração: Devido a forte ligação proporcionada pela nuvem eletrônica os metais resistem a tração melhor que os outros elementos, tal propriedade é muito útil na construção civil e nas peças mecânicas em geral.
É sobre estas ligações químicas que abordarei nesta postagem. A princípio podemos classificar as ligações químicas em três ou são iônicas ou covalentes ou metálicas.
1. LIGAÇÕES IÔNICAS
As ligações iônicas podem ser também chamadas de heteropolares ou eletrovalentes. Vamos tomar por exemplo a ligação do sódio Na com o Cloro Cl
Na+Cl- >>> NaCl
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| Ligações Iônicas que formam o cloreto de sódio, o sal comum. |
O sódio cede um elétron para o cloro, o sódio tem 1 elétron na última camada e o cloro 7 assim eles terminam com 8 elétrons na última camada, entretanto suas cargas deixam de ser neutras, como o elétron tem carga elétrica negativa quem recebe elétrons - no caso o Cloro - fica com carga elétrica negativa, quem cede elétrons - o sódio - fica com carga elétrica positiva, as cargas elétricas opostas os mantém atraídos e consequentemente unidos, esta é a chamada ligação iônica, quando cations e ânions se mantém conectados, atraídos eletricamente ela pode ser chamada de eletrovalente pelo mesmo motivo, uma camada de valência de um átomo cede elétrons para a camada de valência de outro átomo, em oposição as ligações covalentes que compartilham elétrons como veremos na sequência. A ligação iônica também é conhecida como ligação heteropolar, pois contém átomos ligados como polos elétricos opostos.
Mg2-Cl2+
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| Ligação Iônica, ocorre cedência de elétrons do Mg para o Cl |
AlF3
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| Cedência de elétrons do Al para os átomos de F |
OBSERVAÇÕES:
* A ligação iônica é bem forte, em geral os átomos ligados iônicamente formam substâncias sólidas de alto ponto de fusão e ebulição.
* Os átomos que formam a ligação iônica são em geral entre metais e não metais, isto devido aos metais terem poucos elétrons na camada de valência e os não metais terem quase oito elétrons na camada de valência, assim um tem tendência a doar e outro a receber elétrons.
* Quando um átomo cede um elétron sua carga elétrica se torna positiva, o núcleo ( positivo) atrai com maior intensidade os elétrons restantes, isto diminui o tamanho do raio atômico e aumenta a densidade do átomo, o inverso ocorre com o átomo que recebe elétrons.
2. LIGAÇÕES COVALENTES
A ligação covalente se dá a partir do compartilhamento de elétrons, pode ser chamada também de ligação homopolar ou ligação molecular.
COMO SE DÁ O COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS?
Imaginemos o átomo do hidrogênio, ele possui apenas 1 elétron na última camada, se dois átomos de hidrogênio estiverem juntos a tendência é a ligação molecular, os átomos compartilharam seus elétron, cada um terá então dois elétrons a sua disposição completando assim a configuração do gás nobre hélio, é formado então uma molécula estável da substância hidrogênio H2. A ligação molecular entre átomos do mesmo elemento ocorrem em vários compostos. Outro exemplo é o cloro (Cl), cada átomo neutros de cloro contém 7 elétrons na última camada, para se estabilizar é necessário 8 elétrons, sendo assim cada átomo de Cl compartilha 1 elétron com o outro átomo, adquirindo a configuração do gás nobre Nêonio (Ne). O mesmo ocorre com o enxofre com 6 elétrons na última camada, o compartilhamento de 2 elétrons entre eles resulta no composto S2, um gás estável, o diferencial do S2 em relação ao Cl2 e o H2 é a dupla ligação, isto devido ao compartilhamento de dois elétrons. Pode ocorrer até o compartilhamento de 3 elétrons, um exemplo é o gás nitrogênio (N) em que o átomo tem 5 elétrons na última camada, uma ligação de nitrogênio ocorre uma tripla ligação formando a substância N2, três elétrons de cada átomo são compartilhados com o outro.
Nestes quatro exemplos acima, do S, Cl, N e H as substâncias formadas são simples - formadas de átomos do mesmo elemento químico - entretanto as ligações covalentes normalmente acontecem entre os átomos das colunas 3A até 7A da tabela periódica, como a última camada destes elementos é quase completa eles se tornam mais propensos a ligações covalentes.
ALGUMA EXCEÇÕES A REGRA DE COVALÊNCIA
Uma ligação covalente que o ocorre de maneira diferente da habitual é a ligação dativa, nesta ligação as moléculas não compartilham elétrons de maneira equitativa, apenas um átomo disponibiliza elétrons para o outro. Veja o exemplo:
1º SO2
A representação estrutural é:
O=S --> O.
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| Representação de Lewis para O=S --> O. |
OBS: É importente ter em mente como diferenciar uma ligação iônica de uma molecular. Se no composto houver um única ligação iônica o composto é iônico, para ser um composto molecular é necessário ter apenas ligações moleculares.
Exemplos:
Compostos moleculares
H-O-H Água
O=C=O Gás Carbônico
O=S --> O Gás Sulfuroso
Compostos Iônicos
Na+Cl- Cloreto de Sódio
Na2SO4 (Sulfato de Sódio)
NaNO3 (nitrato de Sódio)
OUTRAS EXCEÇÕES:
Alguns compostos não seguem a regra do octeto, não precisam ter necessariamente 8 elétrons na última camada. Alguns compostos tem menos, outros tem mais. Veja os exemplos:
MENOS QUE 8
BeH2 Apenas 4 elétrons em volta do Berílio
BF3 6 elétrons em volta do Boro .
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| Fluoreto de Boro (BF3) |
MAIS QUE 8
PCl5 6 elétrons em volta do Boro Contém 10 elétrons em volta do P.
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| Pentacloreto de Fósforo (PCl5) |
3. LIGAÇÕES METÁLICAS
O terceiro tipo de ligação química possível é a ligação metálica. A principal diferença dessa ligação em relação as outras é que ela ocorre não com poucos átomos se unindo por compartilhamento de elétrons, mas por uma enorme quantidade de átomos de elementos metálicos ligados por uma nuvem de elétrons "livres" vagando por nêutrons e cátions.
Como já vimos em postagens anteriores os metais tem poucos elétrons na última camada, esses elétrons podem sair do limite de atração do núcleo, se vários átomos de metais estiverem juntos estes elétrons podem se soltar e continuar presos nos cristais metálicos.
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| Exemplo de ligação metálica. Bolinhas grandes são cátions e nêutrons, bolinhas pequenas elétrons livres. |
Esta característica faz com que as substâncias metálicas seja um aglomerado de cátions e nêutrons envolvido por uma "nuvem" faz com que estas substâncias se mantenham unidas.
A união de vários átomos de um determinado metal forma microcristais, esta característica da estrutura dos metais resultam em vantagens para algumas aplicabilidades humanas.
Algumas características qualitativas das substâncias metálicas são:
1º Boa condutividade elétrica e térmica: devido a energia elétrica ser o fluxo de elétrons, como os metais tem vários elétrons vagando entre os átomos o fluxo de energia elétrica corre mais facilmente.
2º Alta densidade: Devido aos cristais se encaixarem mais facilmente, se tornando mais compactos, somado ao fato dos cátions já serem mais densos devido a carga positiva ser maior que a negativa, tornando seu volume menor, a densidade das substâncias metálicas é bem alta.
3º Alto ponto de fusão e ebulição: A ligação metálica é muito forte, isto mantém os átomos firmemente ligados, dificultando a separação que é necessária para a entrada no ponto de fusão e ebulição.
4º Ductilidade e maleabilidade: Os átomos dos metais podem deslizar uns nos outros quando aquecidos, isto lhes possibilita a produção de chapas e lâminas, tubos, fios etc. Esta característica é muito aplicada na indústria, permite moldar formas úteis e resistentes para fins específicos.
muito bom!!!
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