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Ligações Químicas

Tudo começa na Teoria do Octeto: Um grande número de elementos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa.

Existem excessões para essa teoria como o Hidrogênio (H) e o Hélio (He), onde ambos se estabilizam com dois elétrons na última camada

Ligações Iônicas ou Eletrovalentes

Na ligação iônica há a formação de íons devido a transferência de elétrons de um átomo para o outro. Normalmente, nesta ligação, existe um elemento que tende a ceder elétrons (metal - cátion), e outro que tende a receber elétrons (não metal - ânion).

Obs: A ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons.

Exemplo: A configuração eletrônica do Sódio e do Cloro segundo o diagrama de Linus Pauling fica do seguinte modo:

11Na -1s2 2s2 2p6 3s1

17Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

O sódio possui 1 elétron na última camada. Basta perder este elétron para que ele fique estável com 8 elétrons na 2ª camada.

O cloro possui 7 elétrons na última camada. É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece.

Agora tudo está perfeito. O sódio quer doar 1 elétron e o cloro quer receber 1 elétron. Eles se aproximam e o sódio doa seu elétron que está em excesso e o cloro o recebe.

Veja o esquema abaixo:

Ligações Covalentes (Molecular)

Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras.

Note que há o compartilhamento de elétrons entre os átomos de hidrogênio e os de oxigênio. Os elétrons da nuvem eletrônica não pertencem exclusivamente ao hidrogênio nem ao oxigênio; pertencem aos dois átomos simultaneamente.

Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada

Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência.

Note que as setas vermelhas indicam as ligações dativas; onde o átomo de enxofre "doa" um par de elétrons para cada átomo de oxigênio; e os traços indicam o compartilhamento de elétrons que ocorre normalmente entre o enxofre e o oxigênio.

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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 liga

ção 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.

LIGAÇÃO IÔNICA

A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions).
Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não-metais.

Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos mais eletropositivos ou menos eletronegativos.
Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos.

Então:

METAL + NÃO-METAL → LIGAÇÃO IÔNICA

Exemplo: Na e Cl
Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7

O Na quer doar 1 é → Na+ (cátion)
O Cl quer receber 1 é → Cl – (ânion)

O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.

Na⁺ Cl ^– → NaCl
cátion ânion cloreto de sódio

As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.

Observe a tabela com a valência dos elementos químicos (alguns alcalinos, alcalinos terrosos, calcogênios e halogênios):

SÍMBOLO	ELEMENTO QUÍMICO	CARGA ELÉTRICA
Na	SÓDIO	+1
K	POTÁSSIO	+1
Mg	MAGNÉSIO	+2
Ca	CÁLCIO	+2
Al	ALUMÍNIO	+3
F	FLÚOR	-1
Cl	CLORO	-1
Br	BROMO	-1
O	OXIGÊNIO	-2
S	ENXOFRE	-2

Valência de outros elementos químicos:

SÍMBOLO	ELEMENTO QUÍMICO	CARGA ELÉTRICA
Fe	FERRO	+2
Fe	FERRO	+3
Ag	PRATA	+1
Zn	ZINCO	+2

Exemplo: Mg e Cl

Mg+2 Cl 1- → MgCl2
cátion ânion cloreto de magnésio

Pode-se utilizar a “Regra da Tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de cloros (não-metal) na fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal).

Outro exemplo: Al e O

Al +3 O -2 → Al2O3
cátion ânion óxido de alumínio

Neste caso, também foi utilizada a “Regra da Tesoura”.
A fórmula final será chamada de íon fórmula.

Fórmula Eletrônica / Teoria de Lewis

A fórmula eletrônica representa os elétrons nas camadas de valência dos átomos.
Ex. NaCl

A fórmula eletrônica é também chamada de fórmula de Lewis por ter sido proposta por esse cientista.

LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e hidrogênio com hidrogênio.
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis:

Ex. H (Z = 1) K = 1

H – H → H2

O traço representa o par de elétrons compartilhados.

Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes

Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:

Fórmula de Lewis o

u Fórmula Eletrônica

Cl – Cl
Fórmula Estrutural

Cl 2
Fórmula Molecular

Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.

A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.

Fórmula de Lewis

Fórmula Estrutural

H2O
Fórmula Molecular

A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
A ligação covalente pode ser representada de várias formas.
As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais . ou x são chamadas de fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica.
Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de fórmula estrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados.
A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na molécula.
Veja o modelo:

H . . H H – H H2

Fórmula de Lewis ou eletrônica Fórmula Estrutural Plana Fórmula Molecular

Uma pequena tirinha de ligacao ionica do blog química ensinada:

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Para entender um pouco melhor sobre ligacões iônicas:

(youtube)

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VALÊNCIA

É o número de ligações que um átomo precisa fazer para adquirir uma configuração estável, como a configuração de um gás nobre.

Com exceção do hélio, os gases nobres (listados na coluna 8ª da Tabela Periódica) apresentam oito elétrons na camada de valência, observe:

K	L	M	N	O	P	Q
He	(Z = 2)	2
Ne	(Z = 10)	2	8
Ar	(Z = 18)	2	8	18	8
Kr	(Z = 36)	2	8	18	18	8
Xe	(Z = 54)	2	8	18	32	18	8
Rn	(z = 86)	2	8	18	32	32	18	8

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Exercícios resolvidos de ligações químicas

1.A uréia (CH₄N₂O) é o produto mais importante de excreção do nitrogênio pelo organismo humano. Na molécula da uréia, formada por oito átomos, o carbono apresenta duas ligações simples e uma dupla; o oxigênio, uma ligação dupla; cada átomo de nitrogênio, três ligações simples e cada átomo de hidrogênio, uma ligação simples. Átomos iguais não se ligam entre si. Baseando-se nessas informações, escreva as fórmula estrutural e eletrônica da uréia.

resolução:

H - N - C - N - H

I II I

H O H

2.Que tipo de ligação você esperaria encontrar em HClO₄? Explique demonstrando as fórmulas eletrônica e estrutural.

Dados: O (6A), Cl (7A) e H (1A)

resolução:

O
↑

H – O - Cl → O

↓
O

(0)

(youtube)

(0)

E Exercícios de Ligações químicas

01) (ACAFE) O grupo de átomos que é encontrado na forma monoatômica pelo fato de serem estáveis é:

a) Halogênios

b) Calcogênios

c) Metais Alcalinos Terrosos

d) Metais Alcalinos

e) Gases Nobres

02) (UFF-RJ) Para que um átomo neutro de cálcio se transforme em Ca

2+

, ele deve:

a) receber dois elétrons.

b) receber dois prótons.

c) perder dois elétrons.

d) perder dois prótons.

e) perder um próton.

03) Um elemento químico de configuração eletrônica 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

possui forte tendência para:

a) perder 5 elétrons.

b) perder 1 elétron.

c) perder 2 elétrons.

d) ganhar 2 elétrons.

e) ganhar 1 elétron.

04) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração

eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga:

a) + 1 e – 1.

b) – 1 e + 2.

c) + 2 e – 1.

d) – 2 e – 2.

e) + 1 e – 2.

05)(Covest-2004) Um composto iônico é geralmente formado a partir de elementos que possuem:

a) energias de ionização muito distintas entre si.

b) elevadas energias de ionização.

c) raios atômicos semelhantes.

d) elevadas afinidades eletrônicas.

e) massas atômicas elevadas.

06)(UFAL-2011) O estudo das ligações químicas é importante para a compreensão das propriedades da matéria. De

um modo geral, as ligações químicas são classificadas como covalentes, iônicas e metálicas. A ligação entre dois

átomos é definida como iônica, quando

a) um ou mais pares de elétrons são compartilhados entre os dois átomos.

b) os átomos são mantidos unidos pela força eletrostática entre os elétrons.

c) um ou mais elétrons são transferidos de um átomo para outro.

d) as nuvens eletrônicas dos átomos se superpõem.

e) os átomos são mantidos juntos por forças nucleares.

07) A fórmula entre cátion X

3 +

e o ânion Y

– 1

é:

a) XY.

b) XY3.

c) X7Y.

d) X3Y7.

e) X7Y3.

08) Um elemento E tem, na sua camada de valência, a configuração 4s

2

4p

4

. Sobre o elemento E, é falso afirmar

que:

a) Está localizado no quarto período, grupo 6A da tabela periódica.

b) É um elemento representativo da tabela periódica.

c) Tende a receber 2 elétrons e formar o íon E

2 –

.

d) Forma com o elemento X do grupo 1A compostos iônicos de fórmula XE2.

e) Pertence à família dos calcogênios na tabela periódica.

(Professor Agamenon)

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