- LIGAÇÕES IÔNICAS: Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) + Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + Cl - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 )

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1 - LIGAÇÕES IÔNICAS: A ligação iônica é a ligação química formada pela atração eletrostática entre íons positivos e íons negativos. A ligação se dá entre dois átomos quando um elétron, ou mais um, se transfere da camada valência um átomo para a camada valência do outro. átomo que per elétrons torna-se um cátion (íon positivo) e o que recebe elétrons torna-se um ânion (íon negativo). Qualquer íon ten a atrair tantos íons vizinhos, com cargas opostas, quanto for possível. Para entenr a formação da ligação iônica, consiremos a transferência um elétron valência do átomo sódio (Na) para a camada valência do átomo cloro (Cl). Pomos representar esta transferência por meio da seguinte equação: Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) Na (1s 2 2s 2 2p 6 ) Cl - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) Graças a esta transferência um elétron formaram-se os íons Na e Cl -, cada qual com a configuração eletrônica um gás nobre. átomo sódio peru seu elétron 3s e ficou com a configuração do neônio ( 10 Ne). átomo cloro recebeu o elétron em sua subcamada 3p e ficou com a configuração eletrônica do argônio ( 18 Ar).Em ambos os casos os íons formados são estáveis e a estabilida stes íons justifica, em parte, a formação do sólido iônico NaCl. - SÓLIDS IÔNICS: Como já sabemos os compostos iônicos são formados por cátions e por ânions e vido à atração eletrostática existente entre eles ocorre o que chamamos ligação iônica. Em um sólido iônico os cátions e os ânions ocupam posições específicas formando uma estrutura que recebe o nome célula unitária (Figura 1), que nada mais é que a menor unida tridimensional com a qual se po imaginar a construção um cristal pela justaposição, no espaço, stas unidas semelhantes. Uma ligação iônica é muito forte e, por isso, é difícil distorcer um cristal formado por este tipo ligação. s sólidos iônicos são tipicamente duros, porém quebradiços. NaCl (sal cozinha), por exemplo, é muito resistente a quebra e ao esmagamento, porém, ao quebrar, estilhaça-se em vês sofrer distorção ou esfarelar aos poucos. Isto ocorre porque quando aplicamos uma sobre um cristal iônico (no nosso caso esta foi a martelada), ocorre o slocamento uma camada íons em relação à outra. Como as ligações iônicas que mantêm estes íons unidos são muito fortes, este slocamento camadas é dificultado e em conseqüência os íons cargas opostas começam a se aproximar uns dos outros. As s repulsivas substituem as atrativas (aproximação dois íons positivamente carregados) e o resultado é a separação entre as duas camadas. Chamamos este fenômeno clivagem (Figura 2). Macroscopicamente isto é percebido como a ruptura do cristal. (Figura 1)

2 Repulsão (Figura 2) - LIGAÇÕES CVALENTES: A ligação covalente ou covalência normal é a união entre átomos estabelecida por pares elétrons modo que cada par seja formado por um elétron cada um dos átomos. Consiremos como exemplo a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H) para formar a molécula da substância simples hidrogênio (H 2 ) Eletronicamente: H H H 2 H H H H hidrogênio u, abreviadamente: hidrogênio Molécula hidrogênio (2 elétrons compartilhados) H H H H x o x o A molécula H 2 é estável porque há um equilíbrio entre as s atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as s repulsão elétrica (entre os dois núcleos e os dois elétrons). bserve que cada átomo hidrogênio dispõe dois elétrons (o seu e o elétron compartilhado). Estes dois elétrons, contudo, completam a camada K, que é a única que o hidrogênio dispõe. Desta forma, o hidrogênio adquire a configuração eletrônica do gás nobre hélio ( 2 He). exemplo utilizado anteriormente representa um caso substância simples. No entanto, as ligações covalentes aparecem ainda com maior freqüência entre as substâncias compostas. Vejamos o caso da formação do cloreto hidrogênio (HCl). H Cl H Cl hidrogênio cloro Molécula cloreto hidrogênio (2 elétrons compartilhados)

3 Continuamos notando que cada átomo termina ficando com o octeto completo (oito elétrons na camada valência). De fato, cada átomo cloro, além dos seus sete elétrons passa a ter mais um (compartilhado com o hidrogênio) e o átomo hidrogênio, além do seu elétron, passa a ter mais um (compartilhado com o cloro) atingindo a configuração eletrônica do gás nobre hélio. Como conclusão, pomos dizer que a ligação é covalente quando os dois átomos apresentam a tendência receber elétrons. Isto ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada valência. Em outras palavras, a ligação covalente aparece entre dois átomos ametais, ou ainda entre estes elementos e o hidrogênio. - LIGAÇÃ CVALENTE CRDENADA: Ligação covalente coornada ou covalência dativa é a união entre átomos estabelecida por pares elétrons que são cedidos por apenas um dos átomos. Vejamos como exemplo a formação da molécula do dióxido enxofre. S S oxigênio enxofre oxigênio Molécula S 2 bserve que o par eletrônico que está ligando o enxofre ao segundo oxigênio pertencia, inicio, apenas ao enxofre. Trata-se não mais uma ligação covalente normal, em que cada ligação é formada por um elétron cada átomo, mas uma ligação on o par elétrons é fornecido somente por um dos átomos participantes da ligação. A covalência dativa costuma ser representada por uma seta que vai do átomo doador para o átomo receptor do par eletrônico. De qualquer modo cada átomo, após a ligação, completa o octeto. - SÓLIDS CVALENTES: S Em um sólido covalente as partículas que irão formar a célula unitária são átomos ligados covalentemente (tipo ligação on há o compartilhamento elétrons entre os átomos participantes). s átomos formam uma re tridimensional que se prolonga até os limites físicos do cristal e, por isso, po ser consirado como uma imensa molécula. Um bom exemplo sólido covalente é o diamante (Figura 3), forma alotrópica do elemento carbono, na qual o átomo carbono está ligado tetraedricamente a outros quatro outros átomos carbono. Como resultado ste tipo ligação temos uma estrutura fortemente entrelaçada, rígida, à qual se ve a gran dureza e o alto ponto fusão do diamante.

4 (Figura 3) -SÓLIDS MLECULARES: Em um sólido molecular as unidas que irão formar a estrutura cristalina são moléculas e ntro cada molécula os átomos se mantêm unidos por ligações covalentes. Porém, as s que mantêm estas moléculas unidas para formar o cristal são mais fracas e não corresponm propriamente a uma ligação química. Estas s, natureza eletrostática, são nominadas s Van r Waals e as mais importantes são as s dipolo-dipolo e as s London. Vamos diferenciar uma da outra: - dipolo-dipolo: são atrações elétricas entre moléculas polares (moléculas que possuem pólos elétricos em sua estrutura vido à diferença eletronegativida entre os átomos que a constituem). Nos sólidos, as moléculas tenm a se alinhar modo que as extremidas positivas se orientem para as extremidas negativas vizinhas. Isto está bem representado no esquema abaixo: (Figura 4) - s London ou s dispersão: são s geralmente muito fracas e ocorrem em átomos ou moléculas apolares (moléculas que não possuem pólos elétricos em sua estrutura). riginam-se das flutuações momentâneas que ocorrem nas nuvens eletrônicas em um átomo ou molécula. Uma nuvem eletrônica po ser representada como uma esfera simétrica carga negativa. Porém, a distribuição real carga negativa nesta esfera sofre rápidas flutuações em sua posição e, em função disto, ocorre o que chamamos dipolo elétrico instantâneo (acúmulo momentâneo carga negativa em uma terminada região do átomo ou molécula). Este acúmulo carga negativa ten a repelir os elétrons do átomo ou molécula vizinha, convertendo-o também em um dipolo elétrico. Em outras palavras, a polarida momentânea do primeiro átomo induz uma polarida momentânea

5 similar no segundo átomo, e o resultado é uma fraca atração eletrostática entre os dois. Em geral quanto maior a molécula e quanto mais elétrons tiver, mais fortes serão as s London. esquema abaixo representa o que ocorre com os átomos do elemento neônio: -SÓLIDS METÁLICS: (Figura 5) Em um sólido metálico as unidas que formarão o cristal são íons positivos (cátions). Por exemplo, no metal sódio os íons Na ocupam os pontos um retículo cúbico corpo centrado. Cada Na po ser consirado como sendo o resultado da perda um elétron por átomo sódio, e os elétrons todos os átomos sódio forma uma gigantesca nuvem elétrons que se espalha por todo o sólido. Estes elétrons não estão ligados a nenhum átomo, mas estão slocalizados sobre o cristal e são chamados elétrons livres. No sódio e em outros metais típicos existe uma atração mútua entre os elétrons livres e os cátions. Tal atração estabiliza a estrutura e ao mesmo tempo permite que sofra distorção sem esfarelar. Assim o sódio e outros metais são moles e facilmente formáveis. Na Elétrons slocalizados (gás elétrons) (Figura 6) s elétrons livres são os responsáveis por muitas características especificamente metálicas. Des que as ligações metálicas não possuem forte caráter direcional, não é surpreennte que muitos metais possam ser facilmente formados sem que se strua sua estrutura cristalina. Sob a influencia uma, um plano po slizar sobre outro (Figura 7) mas, ao fazerem isto, ainda conseguem manter um certo grau ligação entre os

6 dois planos. s metais pom ser endurecidos através da obtenção ligas com elementos que têm a proprieda formar ligações covalentes dirigidas. Normalmente apenas traços carbono, fósforo ou enxofre transformam um metal mole e maleável em um sólido muito quebradiço. (Figura 7) Deslizamento planos átomos metálicos que foi dito no texto po ser resumido na tabela abaixo que apresenta a relação existente entre os tipos interações existentes e as unidas constituintes cada tipo sólido: Unidas constituintes Forças ligação entre as unidas Iônico Covalente Molecular Metálico Íons positivos e s Moléculas Íons positivos negativos Ligações iônicas Ligações Forças dipolodipolo Atração entre os covalentes e s elétrons livres e London os íons positivos

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