QUÍMICA - Ligações Químicas

Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados.

Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.

Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K).

Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.

A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa.

Teoria do octeto

Surgiu com a associação entre estabilidade dos gases nobres e o fato de possuíram 8 elétrons na última camada.

Para atingir uma situação estável, os átomos tendem a buscar uma estrutura eletrônica cuja camada de valência contenha 8 elétrons igual ao gás nobre que tenha o número atômico mais próximo.

Os átomos menores em número de elétrons tendem a alcançar o dueto, ou seja, procuram conseguir dois elétrons na camada de valência como o hélio: (Z = 2), logo 1s2. É o caso do hidrogênio e do lítio.

Por ser a última camada, quando dois átomos se encontram a camada de valência de um toca a camada de valência do outro. A observação dos átomos já conhecidos, permite estabelecer algumas regras para a ligação eletrônica:

1º quando um átomo tiver 8 elétrons na camada de valência, existira uma “estabilidade” e ele não se ligará a outros átomos. Por isso não se pode formar nenhum composto químico com os gases nobres hélio (He); neônio (Ne); argônio (Ar); criptônio (Kr); xenônio (Xe); e randônio (Rn).

2º Quando um átomo possuir menos de 8 elétrons na camada de valência, ele tende a “associar-se” a outros átomos para completar ou eliminar a camada incompleta.

3º Com 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, o átomo procura eliminar.

4º Com 5, 6, 7 elétrons na camada de valência, a tendência é completar.

5º Com 4 elétrons na última camada, tanto faz eliminar ou completar, dependerá do elemento químico em questão.Existe, então, uma regra prática para verificar a distribuição eletrônica de um átomo. No entanto, é importante saber que essa regra tem muitas exceções.

Levando-se em conta a representação universal das camadas (K L M N O P Q), distribui-se os elétrons do elemento químico, levando-se em conta a quantidade máxima de elétrons em cada camada, até chegar à camada de valência do elemento em questão.

Observe

Lembrando mais uma vez que o número atômico Z = nº de prótons, e que um átomo neutro possui nº de prótons = nº de elétrons, para um elemento cujo nº atômico é 20 (Z = 20) temos a seguinte representação:

Nº máximo de e-	2	8	18	32	32	18	2
Camadas	K	L	M	N	O	P	Q
20 Ca (Z=20)	2	8	?	?

Colocando 2 na 1ª camada; mais 8 na segunda, na terceira camada, onde cabe 18 elétrons, você poderia colocar 10, dessa forma completaria a quantidade de elétrons que os átomos do cálcio possuem. No entanto, na última camada cabem apenas 8 elétrons. Se isso bastasse, talvez você pudesse escrever assim:

Nº máximo de e-	2	8	18	32	32	18	2
Camadas	K	L	M	N	O	P	Q
20 Ca (Z=20)	2	8	9	1

No entanto, o mínimo de elétrons que pode ter em uma camada é 2, sendo assim, o correto no caso do cálcio (20Ca) é escrever:

Nº máximo de e-	2	8	18	32	32	18	2
Camadas	K	L	M	N	O	P	Q
20 Ca (Z=20)	2	8	8	2

Ligações Químicas

Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.
Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons.

Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles.

Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H.

Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou do H.

Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions.

Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável.

Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência , nem sempre fica com configuração estável.

Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.

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:

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

Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico.

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.~

A ligação covalente pode ser: simples, dupla ou tripla de acordo com o nº de pares de electrões compartilhados.

• Ligação covalente simples: ligação química onde participa um par de elétrons  Simboliza-se por um traço entre os átomos ligados. Por exemplo H-H.
• Ligação covalente dupla: ligação química onde participa dois pares de elétrons  Simboliza-se por dois traços entre os átomos ligados. Por exemplo O=O.
• Ligação covalente tripla: ligação química onde participa três pares de eléctrons  Simboliza-se por três traços entre os átomos ligados. Por exemplo N≡N.

Ligação 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.

Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons.

A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.

Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa.

Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.

Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes.

Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são iguais.

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
Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).
Sólidas à temperatura ambiente.
Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido.
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).

FÓRMULAS ELETRÔNICAS E ESTRUTURAIS

Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes.

Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais planas são representações, por traços de união, de todas as ligações covalentes entre todos os átomos da molécula.

Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B).

Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).

Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B).

Fontes: www.geocities.com

            www.mundoeducação.com.br

http://tudodeconcursosevestibulares.blogspot.com.br/2013/03/ligacoes-quimicas-resumo-com-questoes.html