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Ligações Químicas

Ao longo do século XIX, enquanto se formulava a teoria atômica, sucederam-se com maior ou menor grau de acerto suposições sobre a natureza das forças que mantêm unidos os átomos nos compostos químicos. Uma das hipóteses mais aceitas foi a de Berzelius, segundo a qual as combinações químicas obedecem ao princípio da atração entre cargas elétricas de sinais opostos.

Uma ligação química entre dois átomos se estabelece quando a força de união entre eles é suficiente para dar origem a um agregado estável, que pode ser considerado como espécie molecular independente. Apenas os gases nobres ou inertes -- hélio, argônio, neônio, criptônio e xenônio -- e os metais em estado gasoso apresentam estrutura interna configurada por átomos isolados. As demais substâncias químicas puras se constituem de mais de um átomo do mesmo elemento químico (substâncias simples, como o oxigênio, de fórmula molecular O2) ou de átomos de elementos químicos diferentes (substâncias compostas, como a água, de fórmula molecular H2O, com dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio). A quantidade de ligações que o átomo de um elemento pode efetuar simultaneamente expressa sua capacidade de se combinar, também chamada valência. Cada elemento apresenta, normalmente, um número fixo e limitado de valências.

Distinguem-se vários tipos de ligação química: eletrovalente (ou iônica), covalente, metálica e a ligação que se estabelece por ponte de hidrogênio. Segundo a teoria do octeto, enunciada pelo cientista americano Gilbert Newton Lewis, os átomos ao se combinarem tendem a assumir a estrutura eletrônica do gás nobre que lhe é mais próximo na tabela periódica. As ligações químicas são, portanto, a solução para uma configuração eletrônica estável.

A diferença entre as quantidades de energia necessárias para arrancar um elétron de um átomo desempenha papel fundamental na constituição das ligações químicas. Nos metais alcalinos, essa energia é mínima. Os elementos desse grupo apresentam, portanto, grande reatividade, ou seja, unem-se facilmente a outros elementos. Já os gases nobres, em que essa energia é máxima, apresentam grande dificuldade para formar combinações, motivo por que são chamados gases inertes.

Ligação eletrovalente ou iônica. Albrecht Kossel observou, em 1916, a mudança brusca de propriedades entre os elementos que precedem e os que sucedem imediatamente aos gases nobres na classificação periódica dos elementos, fato que deu origem a sua teoria da ligação iônica. Segundo o raciocínio de Kossel, a estrutura eletrônica de um gás nobre é ótima e estável, como resultado da perfeita distribuição dos elétrons em seu envoltório. Assim, os elementos do grupo dos halogênios (flúor, cloro e bromo) e dos calcogênios (oxigênio, enxofre), que apresentam na última camada menos elétrons do que os gases nobres, caracterizam-se por grande afinidade eletrônica, ou capacidade de captação das partículas elementares. Ao contrário, os alcalinos (sódio, potássio), alcalino-terrosos (cálcio, magnésio) e os metais em geral têm forte tendência a perder elétrons para adquirir uma estrutura estável.

Quando se ligam átomos com comportamentos eletrônicos opostos, a transferência de elétrons dá origem a átomos eletricamente carregados, os íons: cátions, átomos que ao ceder elétrons adquiriram carga positiva; e ânions, átomos que receberam elétrons e adquiriram carga negativa. A ligação iônica assim verificada, característica dos sais alcalinos e alcalino-terrosos, se sustenta principalmente nas forças de atração eletrostática, embora seja também importante a energia da combinação que se forma, chamada energia de rede, ou reticular.

Ligação covalente. Quando dois átomos compartilham um par de elétrons praticamente da mesma maneira, produz-se entre os dois uma ligação covalente. Essa união, que se verifica entre átomos de natureza semelhante, é a mais comum nos compostos orgânicos. Também formam ligação covalente as moléculas diatômicas de grande estabilidade do oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, flúor e cloro.

O par de elétrons que participa da ligação pode ficar mais próximo do átomo que exerça sobre ele maior força de atração. Essa ligação, chamada covalente polar, forma um pequeno dipolo elétrico, embora a molécula, no conjunto, seja neutra. A água e o amoníaco são exemplos de compostos desse tipo. As substâncias polares que contêm hidrogênio podem apresentar ocasionalmente em sua estrutura molecular as chamadas pontes de hidrogênio.

Ligação metálica. Do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos elétrons na camada exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons formam uma "nuvem eletrônica", que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas zonas de Brillain, e podem passar facilmente de uma para outra, o que justifica a relativa liberdade de que desfrutam dentro da rede. O sólido metálico seria assim formado pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.

Fonte/Link: http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-geral/ligacao-quimica

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 sensatos 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.
A Teoria do octeto diz que os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos.
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 ou Eletrovalente:
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.
Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons.
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 à formação de íons positivos e negativos devido à quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o flúor 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 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. Ocorrem 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 serem 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, nenhuns dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.
(http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm)

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 compartilhados.
(http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm)

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. 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 mergulhados 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.

Tipos de substâncias:
Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iônicas e covalentes são classificadas como iônicas.
Substância molecular apresenta somente ligações covalentes e é formada por moléculas discretas.
Substância covalente apresenta somente ligações covalentes e é formada por macromoléculas.

Propriedade das substâncias iônicas:
1- Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).
2- Sólidas à temperatura ambiente.
3- Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido.
4- Cristais duros e quebradiços.

As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima. As substâncias covalentes, ao contrário das moleculares, têm PF e PE altíssimos (analogia com as iônicas).

Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/ligaquim.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm
Postado e adaptado por: Rodrigo Morais Menezes.

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Teste zaphiro

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