Mg + 2 Cl MgCl2 E, como terceiro exemplo, a reação entre o alumínio e o. Al + 3 F AlF3 Como podemos observar, o número de íons que se.

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1 I. INTRODUÇÃO. Existe uma grande quantidade de substâncias na natureza e, isto se deve à capacidade de átomos iguais ou diferentes se combinarem entre si. Um grupo muito pequeno de átomos aparece na forma de átomos isolados, como os gases nobres. Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA. Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química. As ligações químicas dependem da força de atração eletrostática existente entre cargas de sinais opostas a da tendência que os elétrons apresentam de formar pares. Deste modo para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons de sua última camada. Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica mais externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K. Esta ideia foi desenvolvida pelos os cientistas Gilbert N. Lewis e Walter Kossel chegaram a uma explicação lógica para as uniões entre os átomos que ficou conhecida como TEORIA DO OCTETO. Um átomo que satisfaz esta teoria é estável e é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A (representativos) da tabela periódica. Existem muitas exceções a esta regra, porém ela continua sendo usada por se tratar de uma introdução a ligação química. O número de elétrons que um átomo deve perder, ganhar ou associar para se tornar estável recebe o nome de valência ou poder de combinação do átomo. Na prática, quando dois átomos vão se unir, eles trocam elétrons entre si ou usam elétrons em parceria, procurando atingir a configuração eletrônica de um gás nobre. Surgem daí os três tipos comuns de ligação química iônica, covalente e metálica, que estudaremos a seguir. Nesse exemplo, o átomo de sódio cede definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro. Desse modo, forma-se um íon positivo (cátion Na + ) e um íon negativo (ânion Clˉ), ambos com o octeto completo, ou seja, com a configuração de um gás nobre (no caso, neônio e argônio, respectivamente). Considerando que essa explicação envolve apenas os elétrons da última camada (elétrons de valência), é comum simplificar a representação anterior da seguinte maneira: em que os sinais e x estão representando exatamente os elétrons da camada mais externa. Essa representação é chamada notação de Lewis. Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantêm unidos pela chamada ligação iônica, originando-se assim a substância cloreto de sódio (Na + Clˉ), que é o sal comum usado em cozinha. Vamos agora retomar as exemplificações, considerando como segundo caso a reação entre o magnésio e o cloro: flúor: Mg + 2 Cl MgCl2 E, como terceiro exemplo, a reação entre o alumínio e o II. LIGAÇÃO IÔNICA, ELETROVALENTE OU HETEROPOLAR. Ligação iônica é a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo cede definitivamente um, dois ou mais elétrons para outro átomo. Eletrovalência é a carga elétrica do íon. Vamos considerar a reação entre o sódio e o cloro, produzindo-se o cloreto de sódio: Na + Cl NaCl Al + 3 F AlF3 Como podemos observar, o número de íons que se unem é inversamente proporcional às suas respectivas cargas (valências). Disso resulta a seguinte regra geral de formulação:

2 # A ligação iônica e a Tabela Periódica: A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de METAIS com átomos de NÃO-METAIS, pois: os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência a perdê-los (veja os casos do Na, do Mg e do Al, nos exemplos anteriores); os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos (veja o caso do Cl, nos exemplos anteriores). Essa ideia pode ser generalizada se olharmos para a Tabela Periódica. Como sabemos, nas colunas A, o número de elétrons na última camada de cada elemento coincide com o próprio número da coluna. Sendo assim, temos: Ex1: O composto formado pela combinação do elemento X (Z=20) com o elemento Y (Z=9) provavelmente tem fórmula: a) XY. d) XY3. b) XY2. e) X2Y. c) X3Y. Ex2: Um elemento M do grupo 2A forma um composto binário iônico com um elemento X do grupo 7A. Assinale, entre as opções abaixo, a fórmula do respectivo composto: a) MX. d) M2X7. b) MX2. e) M7X2. c) M2X. Ex3: Em um composto, sendo A o cátion, B o ânion e A3B2 a fórmula, provavelmente os átomos A e B, no estado normal, tinham, respectivamente, os seguintes números de elétrons periféricos: a) 3 e 2 d) 3 e 6 b) 2 e 3 e) 5 e 6 c) 2 e 5 Ex4: A fórmula entre cátion X 3+ e o ânion Y -1 é: a) XY. d) X3Y7. b) XY3. e) X7Y3. c) X7Y. Dessas propriedades resultam as valências (carga elétrica) de alguns íons bastante importantes: Ex5: Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com 38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelos elementos é: a) YX2 d) Y2X b) Y3X2 e) YX c) Y2X3 Ex6: Um elemento X que apresenta a distribuição eletrônica em níveis de energia, K = 2, L = 8, M = 8, N = 2, formando com: a) um halogênio Y um composto molecular XY. b) um calcogênio Z um composto iônico XZ. c) o hidrogênio um composto molecular HX. d) um metal alcalino M um composto iônico MX. e) um halogênio R um composto molecular X2R. Ex7: Num composto, sendo X o cátion e Y o ânion, e a fórmula X2Y3, provavelmente os átomos X e Y no estado normal tinham os seguintes números de elétrons na amada de valência, respectivamente: a) 2 e 3. d) 3 e 6. b) 2 e 5. e) 5 e 6. c) 3 e 2. Os elementos da coluna 4A têm quatro elétrons na última camada. Eles não apresentam tendência nem para perder nem para ganhar elétrons. Por esse motivo, quando esses elementos se unem a outros para atingir um octeto completo, tendem a não formar ligações iônicas. Ex8: Um elemento X (Z = 20) forma com Y um composto de fórmula X3Y2. O número atômico de Y é: a) 7. d) 12. b) 9. e) 18. c) 11.

3 III. LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR OU HOMOPOLAR. Ligação covalente ou covalência é a união entre átomos estabelecida por pares de elétrons. Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H) para formar a molécula da substância simples hidrogênio (H2): H + H H2 Eletronicamente (as figuras são representações esquemáticas): Cada átomo de nitrogênio tem apenas cinco elétrons na camada periférica. Eles se unem compartilhando três pares eletrônicos. Forma-se assim uma ligação tripla entre os átomos, que é indicada pelos três traços na representação N N. Desse modo, cada átomo está com o octeto completo, pois além de seus cinco elétrons compartilham três elétrons com o átomo vizinho. As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados pelos sinais e x são chamadas fórmulas eletrônicas ou fórmulas de Lewis. Quando os pares eletrônicos covalentes são representados por traços ( ), chamamos essas representações de fórmulas estruturais planas; no último exemplo considerado: ou Nesta última representação, o traço ( ) está indicando o par de elétrons que os dois átomos de hidrogênio passam a compartilhar. Assim, por comodidade, costuma-se representar uma ligação covalente normal por um traço. Podemos dizer que a ligação é covalente quando os dois átomos apresentam a tendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última camada eletrônica (e mais o hidrogênio, que, apesar de possuir apenas um elétron, está próximo da configuração do hélio). Em outras palavras, a ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou semimetais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio. Pela Classificação Periódica, visualizamos perfeitamente os elementos que se ligam por covalência: Observamos que, na molécula final (Cl2), há um par de elétrons compartilhado pelos dois átomos de cloro. Com isso, podemos dizer que cada átomo de cloro dispõe de seus sete elétrons mais um elétron compartilhado, perfazendo então o octeto, que dá a cada átomo a configuração estável de um gás nobre. Na molécula formada acima, os elétrons da última camada que não participam do par eletrônico compartilhado são comumente chamados elétrons não-ligantes ou pares eletrônicos isolados. Consideremos, como terceiro exemplo, a formação da molécula da substância simples oxigênio (O2): Cada átomo de oxigênio tem apenas seis elétrons na camada de valência. Os dois átomos se unem compartilhando dois pares eletrônicos, de modo que cada átomo exerça domínio sobre oito elétrons. Forma-se assim uma ligação dupla entre os átomos, que é indicada por dois traços na representação O=O (nos exemplos do H2 e do Cl2, o único par eletrônico comum constitui uma ligação simples). Como quarto exemplo, vejamos a formação da molécula da substância simples nitrogênio (N2): # Caso particular da ligação covalente: Vejamos como primeiro exemplo a formação da molécula de gás sulfuroso (SO2): A ligação COVALENTE DATIVA OU COORDENADA é um tipo de ligação que ocorre quando um dos átomos envolvidos já conseguiu a estabilidade, com oito elétrons na camada de valência, e o outro átomo participante necessita ainda de dois elétrons para completar a sua camada de valência. O = S O O caso do trióxido de enxofre (SO3) é semelhante: Um caso interessante é o do monóxido de carbono (CO), em que temos, entre o carbono e o oxigênio, duas ligações covalentes normais e uma dativa (par eletrônico assinalado).

4 IV. EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do octeto. Em alguns casos, as ligações se completam com menos de 8 elétrons. Isso acontece com o berílio (Be) e o boro (B), que, em certas moléculas não apresenta o octeto completo. Compostos dos gases nobres. Embora no início deste capítulo tenhamos dito que os gases nobres têm pouca vontade de se unir a outros elementos, a partir de 1962 foram produzidos vários compostos de gases nobres. Há apenas 4 elétrons ao redor do berílio. Há 10 elétrons ao redor do xenônio. Há apenas 6 elétrons ao redor do boro. Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons. Ocorre geralmente com o fósforo (P) e o enxofre (S), que, em certas moléculas, aparecem com 10 e 12 elétrons na camada de valência. Há 12 elétrons ao redor do xenônio. Ex9: Considerando dois elementos, A e B, com números atômicos 20 e 17, a fórmula e o tipo de ligação do composto formado estão na alternativa: a) AB2 - ligação covalente b) A2B - ligação iônica c) AB2 - ligação iônica d) A2B - ligação covalente e) A7B2 - ligação iônica Há 10 elétrons ao redor do fósforo. Ex10: Os elementos X e Y têm, respectivamente, 2 e 6 elétrons na camada de valência. Quando X e Y reagem, forma-se um composto: a) covalente, de fórmula XY b) covalente, de fórmula XY2 c) covalente, de fórmula X2Y3 d) iônico, de fórmula X2 + Y 2 e) iônico, de fórmula X2 + Y 2 Há 12 elétrons ao redor do enxofre. Esses casos só ocorrem quando o átomo central é relativamente grande, para que possa acomodar tantos elétrons ao seu redor. Por isso, essa chamada camada de valência expandida só aparece em elementos do 3º período da Tabela Periódica para baixo. Há poucos compostos em que a camada de valência é completada com número ímpar de elétrons. Por exemplo, no caso dos compostos NO, NO2 e ClO2 temos 7 elétrons ao redor do nitrogênio e do cloro: Ex11: Um elemento metálico forma com enxofre (Z=16) um composto de fórmula M2S3. A fórmula do composto formado por este metal com o cloro (Z=17) é: a) MCl2. d) MCl4. b) MCl. e) M2Cl. c) MCl3. V. PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES COMPOSTOS IÔNICOS COMPOSTOS MOLECULARES - São sólidos a temperatura ambiente; - Conduz corrente elétrica somente quando fundidos ou em solução aquosa; - Apresentam altos pontos de fusão e ebulição - Apresentam-se nos três estados físicos; - Só conduzem corrente elétrica quando solubilizados em solventes apropriados, e não conduzem corrente elétrica quando puros; - Em geral apresentam baixos pontos de fusão e ebulição.

5 VI. LIGAÇÃO METÁLICA Uma das principais características dos metais é a condução fácil da eletricidade. A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da chamada teoria da nuvem eletrônica (ou teoria do mar de elétrons), que passamos a explicar. Em geral, os átomos dos metais têm apenas 1, 2 ou 3 elétrons na última camada eletrônica; essa camada está normalmente afastada do núcleo, que, consequentemente, atrai pouco aqueles elétrons. Como resultado, os elétrons escapam facilmente do átomo e transitam livremente pelo reticulado. Desse modo, os átomos que perdem elétrons transformam-se em cátions, os quais podem, logo depois, receber elétrons e voltar à forma de átomo neutro, e assim sucessivamente. Concluindo, podemos dizer que, segundo essa teoria, o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados em uma nuvem (ou mar ) de elétrons livres (costuma-se também dizer que esses elétrons estão deslocalizados). Assim, a nuvem de elétrons funcionaria como uma ligação metálica, mantendo os átomos unidos. Resistência à tração: os metais resistem bastante às forças que, quando aplicadas, tendem a alongar uma barra ou fio metálico. Essa propriedade é também uma consequência da força com que a ligação metálica mantém os átomos unidos. Uma aplicação importante da resistência à tração é a aplicação dos metais em cabos de elevadores ou de veículos suspensos (como os bondinhos do Pão de Açúcar, no Rio de Janeiro); outra aplicação é a colocação de vergalhões de aço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente é o chamado concreto armado, de largo uso na construção de pontes, edifícios etc. Maleabilidade: é a propriedade que os metais apresentam de se deixarem reduzir a chapas e lâminas bastante finas, o que se consegue martelando o metal aquecido ou, então, passando o metal aquecido entre cilindros laminadores, que o vão achatando progressivamente, originando, assim, a chapa metálica. Isso é possível porque os átomos dos metais podem escorregar uns sobre os outros. Essa é uma das propriedades mais importantes dos metais, se considerarmos que as chapas metálicas são muito usadas na produção de veículos, trens, navios, aviões, geladeiras etc. O ouro é o metal mais maleável que se conhece; dele são obtidas lâminas com espessura da ordem de 0,0001 mm, usadas na decoração de imagens, estatuetas, bandejas etc. # Propriedades dos metais: Brilho metálico: os metais, quando polidos, refletem a luz como se fossem espelhos, o que permite o seu uso em decoração de edifícios, lojas etc. Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais, em geral, são bons condutores de calor e eletricidade. Isso é devido aos elétrons livres que existem na ligação metálica, como foi explicado no item anterior, e que permitem um trânsito rápido de calor e eletricidade através do metal. A condução do calor é importante, por exemplo, no aquecimento de panelas domésticas e caldeiras industriais; a condução da eletricidade é fundamental nos fios elétricos usados nas residências, escritórios e indústrias. Ductilidade: é a propriedade que os metais apresentam de se deixarem transformar em fios, o que se consegue puxando o metal aquecido através de furos cada vez menores. A explicação para isso é semelhante à da maleabilidade. Os fios produzidos, de maior ou menor diâmetro, são muito usados nas construções, em concreto armado ou como fios elétricos e arames de vários tipos. O ouro é também o metal mais dúctil que se conhece; com 1 grama de ouro é possível obter um fio finíssimo com cerca de 2 km de comprimento. Densidade elevada: os metais são, em geral, densos. Isso resulta das estruturas compactas. Pontos de fusão e de ebulição elevados: os metais, em geral, fundem e fervem em temperaturas elevadas. Isso acontece porque a ligação metálica é muito forte, e segura os átomos unidos com muita intensidade. Note que isso é muito importante na construção de caldeiras, tachos, reatores industriais etc., em que ocorrem aquecimentos intensos.